A QUÍMICA DOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

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A QUÍMICA DOS
COMPOSTOS DE
COORDENAÇÃOCOORDENAÇÃO
KCl + MgCl2 + 6H2O → KCl.MgCl2.6H2O (carnalita)
K2SO4 + Al2(SO4)3 + 24H2O → K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O (alúmen de potássio)
CuSO4 + 4NH3 + H2O → CuSO4.4NH3.H2O
Fe(CN)2 + 4KCN → Fe(CN)2.4KCN
a) Aqueles que em solução perdem sua identidade;
b) Aqueles que em solução conservam sua identidade.
Sais Duplos e Sais Complexos
Uma solução aquosa de carnalita apresenta as propriedades 
dos íons K+, Mg2+ e Cl-.
Analogamente, o alúmen de potássio em solução aquosa 
mostra as propriedades do K+, Al3+ e SO4
2-.
2- Estes compostos são chamados de sais duplos, ou adutos, 
e só existem no estado sólido.
[Cu(NH3)4(H2O)2]
2+ e o íons hexacianoferrato(II), [Fe(CN)6]
4-.
O que é composto de coordenação?
� Para que um ligante possa participar de
carga do 
complexo
� Compostos formados por um íon metálico de transição (na
maioria dos casos) envolvido por átomos, moléculas ou grupos de
átomos (ligantes).
� Um complexo pode ser catiônico,
aniônico ou neutro.
um complexo é fundamental que o mesmo
contenha pares eletrônicos disponíveis para
efetuar ligações coordenadas. X+/-
n
n+/-
ligantes
íon metálico
contraíon
Distribuição eletrônica nos átomos dos metais de transição
Sc
Ti
V
Cr
4p3d 4s
[Ar]3d14s2
[Ar]3d24s2
[Ar]3d34s2
[Ar]3d54s1Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
[Ar]3d 4s
[Ar]3d54s2
[Ar]3d64s2
[Ar]3d74s2
[Ar]3d84s2
[Ar]3d104s1
[Ar]3d104s2
Números de elétrons - d/estado de oxidação
[Ar]3d54s2 [Ar]3d104s1
1º. Quantos elétrons estão contidos nos metais d? 
- Contagem na tabela períódica Mn = 7 elétrons Cu = 11 elétrons
2º. Quantos elétrons foram perdidos? - estado de oxidação
RegraRegra: Os elétrons ss são os primeiros a serem perdidos
2º. Quantos elétrons foram perdidos? - estado de oxidação
Mn (VII) = 7 elétrons perdidos Cu(II) = 2 elétrons perdidos
3º. Quantos elétrons sobram? - subtração
Mn (VII) = 7-7 = não elétrons d = dº Cu(II) = 11-2 = 9 elétrons d = d9
elétrons de valência em um metal de transição = elétrons d
Ligação Coordenada?
� Cada ligante doa ambos elétrons para a ligação com o centro metálico:
����
����
���� ����
����
����
��������
H
NH H
����
����
����
����
��������
F
BF F+
����
����
���� ����
����
����
NH H
����
����
����
����
��������
F
BF F
NH H
F
BF F
H F ��������
��������
H
NH H
H
NH H
NH3
BF3 H3N 
_
> BF3
= ligação coordenada ou dativa
L
L
L
L
L
L
Alfred Werner 
Teoria de Werner (1893)
Prêmio Nobel 1913
� reação entre cloreto de cobalto(III) e amônia = compostos de diferentes
+ Ag+ = 3 mol AgCl
+ Ag+ = 2 mol AgCl
+ Ag+ = 1 mol AgCl
+ Ag+ = 0 mol AgCl
CoCl3.6NH3 amarelo
CoCl3.5NH3 púrpura
CoCl3.4NH3 verde
CoCl3.3NH3
� reação entre cloreto de cobalto(III) e amônia = compostos de diferentes
cores e comportamento diferente frente a íons Ag+.
Teoria de Werner (1893)
1. O metal está em um estado de oxidação particular (valência
primária)
2. O composto tem um número de coordenação (valência secundária).
3. Os ligantes estão coordenados ao metal via uma ligação que parece com
uma ligação covalente.
[Co(NH3)6]Cl3
3+
[Co(NH3)5Cl]Cl2
2+
[Co(NH3)4Cl2]Cl
+
[Co(NH3)3Cl3]
3 mol AgCl 2 mol AgCl 1 mol AgCl 0 mol AgCl
� Medidas de condutividade
CrCl3.6H2O = 6 cargas (3Cl
- dissociáveis) = 430 ΩΩΩΩ-1 cm2 mol-1
CrCl3.5H2O = 4 cargas (2Cl
- dissociáveis) = 260 ΩΩΩΩ-1 cm2 mol-1
CrCl3.4H2O = 2 cargas (Cl
- dissociável) = 110 ΩΩΩΩ-1 cm2 mol-1
[Cr(H2O)6]
3+ 3Cl- [Cr(H2O)5Cl]
2+ 2Cl- [Cr(H2O)4Cl2]
+ Cl-
Teoria de Werner
� Explicação para a ligação nos complexos: baseada nos ensaios:
Existência de 2 tipos de valência:
1) valência primária (dissociável)
2) valência secundária (não dissociável)
Ligações iônicas 
cátion complexo – ânion
Ligação coordenativa 
ligante – átomo ou íon metálico
[Cr(H2O)6]
3+ 3Cl- [Cr(H2O)5Cl]
2+ 2Cl- [Cr(H2O)4Cl2]
+ Cl-
[Co(NH3)6]Cl3
Valência primária: 3
Valência secundária: 6
O que é interessante 
sobre os complexos de 
atividade 
biológica
aplicações
médicas
estados de 
oxidação
sobre os complexos de 
metais de transição??
número de 
coordenação geometriacomportamento 
magnético
cor
Sidgwick 1927 - modelo de ligação
Exemplo: [Co(NH3)6]
3+
“base de Lewis"
NH3
���� ����
3+
Co3++6
���� ����
H
N
H
H
“ácido de Lewis"
H3N
NH3
NH3
H3N
NH3
���� ����
����
����
����
����
����
����
����
����
Complexos ou Compostos de Coordenação
Ácido de 
Lewis
+
1 ou mais 
bases de 
Lewis
= complexocomplexo
ácido de Lewis = átomo ou íon central (receptor de pares de e-s)
bases de Lewis = ligantes ou moléculas neutras ou íons negativosbases de Lewis = ligantes ou 
agentes complexantes (doadores 
de pares de e-s)
moléculas neutras ou íons negativos
H2O, NH3, CO Cl
-, OH-, CN-
� número de coordenação = o número de ligantes que envolvem o
átomo do metal.
Por exemplo: no complexo
[Co(NH3)6]Cl3, o número de
NH3
���� ����
3+
Número de Coordenação
[Co(NH3)6]Cl3, o número de
coordenação é 6, pois existem 6
moléculas de amônia ligadas ao íon
cobalto(III).
Os ligantes representados fora dos
colchetes (Cl-) não fazem parte do
número de coordenação.
H3N
CoCo
NH3
NH3
H3N
NH3
���� ����
����
����
����
����
����
����
����
����
3 Cl-
Número de Coordenação e Geometria
� princípio da eletroneutralidade
� tamanho dos ligante
� configuração mais estável dos orbitais d
Nota:
� Geometria regular frequentemente está distorcida.
� Aspectos estructurais de complexos multinucleares estão descritos pelos termos
usados para os centros metálicos individuais..
Número de coordenação = 2
linear (configuração 
eletrônica simétrica)
Cu(I), Ag(I), Au(I), Hg(II)
[Au(CN)2]
-
180º
[AgCl2]
-
180º
[CuCl2]
-
180o
180º
Número de coordenação = 3
trigonal planar
[Cu(CN)2]
- C u
C N
C
N
C u
C
N
C u
C N
C
N
C u
C
N
[HgI3]
-
120o
C N C N
n
Número de coordenação 4
109o
Geometria tetraédrica
Geometria quadrado planar
90o
109
[PtCl4]
2-
[AuBr4]
-
[Co(CN)4]
2-
90o
[CoCl4]
2-
[MnO4]
-
[NiCl4]
2-
TiCl4
[CuCl4]
2-
[Zn(NH3)4]
2+
� átomo central for pequeno e os
ligantes forem grandes (tais como Cl-,
Br- e I-) ou oxoânions.
Número de coordenação 4
ML4
n± ; nc = 4
Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes
arranjo tetraédrico arranjo quadrado planar
[NiCl4]
2-
M
L ML
[Ni(CN)4]
2-
Cisplatina [PtCl2(NH3)2]
Pt(II) quadrado planar
Número de coordinação 4
cis-isômero
primeiro de uma série de compostos de 
coordenação de platina usados como drogas anti-
câncer : (Platinol-AQ)
� tratamento de câncer por quimioterapia: são utilizados complexos 
cis de Pt por conseguirem se ligar ao DNA e ter efeito terapêutico.
Número de coordenação = 5
� A geometria de complexos penta-coordenados se situa entre bipirâmide
trigonal e pirâmide quadrada.
Pirâmide quadradaBipirâmide trigonal
axial
90o
120o
90o
axial
equatorial
� A conversão entre isômeros com conformação de bipirâmide trigonal faz
com que um par de ligantes em posição equatorial passe a ocupar posições
axiais e vice-versa: Pseudorrotação de Berry
� A diferença de energia entre as duas formas (bipirâmide trigonal e
pirâmide quadrada) é tão pequena, que o [Ni(CN)5]
3- existe com as duas
simetrias no mesmo cristal.
� É comum a existência de formas intermediárias.
Número de coordenação = 5
� A forma de pirâmide quadrada é encontrada em porfirinas
biologicamente importantes, onde o anel ligante força uma geometria
planar e o quinto ligante se situa acima do plano (ex: heme, uma
proteína de transporte de oxigênio).
Número de coordenação = 5
Número de coordenação 6
Geometria octaédrica
Geometrica trigonal prismática
do metais
WMe6
Sc(OH2)6]
3+
[Cr(NH3)6]
3+ 
[Mo(CO)6] 
[Fe(CN)6]
4- 6[Fe(CN)6]
4-
Complexos de Al3+ (r = 0,50 Å)
[AlF6]
3-
r(F-) = 1,36 Å
[AlCl4]
-
r(Cl-) = 1,81 Å
Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes
octaédrico
M
L
tetraédrico
M
L
Exemplos de Complexos de metais de transiçãoRubi; Corundum
Al2O3 com impurezas de Cr
3+
Safira; Corundum
Al2O3 com impurezas de
Fe2+ e Ti4+
Esmeralda; Beryl
AlSiO3 contendo Be com impurezas de Cr
3+
Centro metálico octaédrico 
Número de coordenação 6
Hemoglobina
O2
N
N
N
N
OH2C
Fe
N R
Carrega o oxigênio no sangue
Complexo de metal de transição Fe-Profirina
Íon Fe(II) coordenação octaédrica
Número de coordenação 6
OH2C N R
OH2C
Número de coordenação 7
Octaédro mono-
encapuzado
[WBr3(CO)4)]
-
(distocido)
comum em metais d mais pesados com altos nox
Bipirâmidal pentagonal
D5h
[ZrF7]
3-
Prisma trigonal tetragonal/e 
encapuzado
[TaF7]
2-
Número de coordenação 7
Octaédro mono-
encapuzado
[WBr3(CO)4)]
-
(distocido)
comum em metais d mais pesados com altos nox
Bipirâmidal pentagonal
D5h
[ZrF7]
3-
Prisma trigonal tetragonal/e 
encapuzado
[TaF7]
2-
Número de coordenação 8
antiprisma quadrado Na3[Mo(CN)8]
Dodecaédro 
(nBu4N)3[Mo(CN)8]
3 8
Prisma trigonal tri-
encapuzado 
[ReH9]
2-
Número de coordenação 9
(nBu4N)3[Mo(CN)8]
Monodentado um átomo doador por ligante
Bidentado
Tipos de ligantes
� Os ligantes podem apresentar mais de um átomo com elétrons
disponíveis para formar ligações coordenadas.
Bidentado dois átomos doadores por ligante
Tridentado três átomos doadores por ligante
Multidentado muitos átomos doadores por ligante
Ligante quelato: um ligante com ligações ao mesmo centro metálico com 
mais de um átomo doador
Ligantes monodentados neutros e aniônicos
� ligantes coordenados via um átomo doador e por uma
ligação σσσσ ao centro metálico.
amônia 
C O��������
monóxido de 
carbono
CN-
cianeto
C N ��������
Ph-
fenil
����
����
amônia 
NH3
H2O
água
PPh3
fosfina
���� ����
P
NO-
nitroso
N O ��������
N C ��������S
NC
����
����Sisocianato NCS
-
tiocianato SCN-
O HOH
-
hidróxido
Xhaleto Hhidreto
Ligantes ππππ
� os elétrons em uma mútipla ligação pode atuar como um par de elétrons 
isolados:
CH2H2C CRRC
CH
-
eta-dois eteno significa que C2H4 está coordenado via dois átomos ao metal
[PtCl3(ηηηη
2-C2H4)]
-
CH2
CH2
PtCl
Cl
Cl
K+
Ligantes bidentados: 2 átomos doadores
� ligantes quelatos se ligam fortemente ao centro metálico
1,2-diaminoetano = 
etilenodiamina = en
2,2'-bipiridina
bpy
H2N NH2
���� ����
���� ����
N N
���� ����
���� ����
1,2-difenilfosfinaetano
dppe
Ph2P PPh2
���� ����
���� ����
N N
���� ����
���� ����
1,10-fenantrolina
phen
acetato = ac- H3C
O
O
-
O O
-
OO
oxalato = ox2-
Ligantes tridentados: três átomos doadores
dietilenotriamina: dien H2N NH NH2
���� �������� ���� ���� ����
Ligantes tetradentados: 4 átomos doadores
N
HNN
NH
porfinpiridina
N
HNN
NH
N
N
N
N
ftalocianamida
NH2
NH2
N
NH2
tris(2-aminoetil)amina
tren
� tetraânion do ácido etilenodiaminatetraacético: EDTA
Ligantes multidentados
N N
O
-
O
--
O
-
O
OO
O
OO
Hexadentado
O N
NO
O
O
M
O
O
O
O
[Co(EDTA)]-
Exercício: Quantos elétrons d tem o metal?
complexo N.O. de L N.O. de M no. d elétrons
[Cr2O7]
2- - 2 +6 d0
[MnO ]- - 2 +7 d0[MnO4]
- - 2 +7 d0
[Ag(NH3)2]
+ 0 +1 d10
[Ti(H2O)6]
3+ 0 +3 d1
[Co(en)3]
3+ 0 +3 d6
[PtCl2(NH3)2] - 1, 0 +2 d
8
[V(CN)6]
4- - 1 +2 d3
[Fe(ox)3]
3- - 2 +3 d5
OO
-O O-
ox = 
en = 
NH2H2N
Praticando um pouco 
Representação e nomenclatura
� Composto de coordenação apresenta, normalmente um metal de
transição ao qual se coordenam ligantes, que podem ser iguais ou
diferentes.
Nomenclatura segundo norma da IUPAC
Complexo pode ser uma espécie neutra ou um íon (cátion ou ânion).
[Co(NH[Co(NH33))66]Cl]Cl33
� Fórmula química do complexo: colocada entre colchetes:
� Dentro dos colchetes escreve-se o símbolo do metal (átomo central)
e depois os seus ligantes, na seguinte ordem: 1º. ligantes negativos
(aniônicos); 2º. ligantes neutros (moléculas).
Representação e nomenclatura
Nomenclatura segundo norma da IUPAC
Ligantes positivos (catiônicos) são muito raros, mas, caso exista, deverá
ser escrito por último, após os demais ligantes.
[CoCl2(NH3)4]
+: ligante cloreto (negativo) foi escrito antes do ligante
amônia (neutro).
Nomenclatura Ligantes Neutros
� Quando espécies químicas se encontram como ligantes
de compostos de coordenação, estes ligantes geralmente
recebem nomes especiais.
Espécie Nome da espécie Nome do ligante
H2O água aquaH2O água aqua
NH3 amônio amin ou amino
CO monóxido de carbono carbonil
NO monóxido de nitrogênio nitrosil
O2 oxigênio dioxigênio
N2 nitrogênio dinitrogênio
H2 hidrogênio hidro
Ligantes Aniônicos 
� Quando estes íons funcionam como ligantes, a
terminação "ETO" é substituída por "O"
Nomenclatura
Espécie Nome da espécie Nome do ligante 
F- fluoreto fluoroF- fluoreto fluoro
Cl- cloreto cloro
Br- brometo bromo
I- iodeto iodo
CN- cianeto ciano
Outros ligantes aniônicosNomenclatura
Espécie
Nome da espécie Nome do ligante 
H- hidreto hidrido
OH- hidróxido hidroxo
O2
- óxido oxoO2 óxido oxo
O2
2- peróxido peroxo
NH2
- amideto amido
N3- nitreto nitreto
N3
- azido azido
NH2- imido imido
OxiânionsNomenclatura
Espécie Nome da espécie Nome do ligante 
SO4
- sulfato sulfato
CH3COO
- acetato acetato
CH3COCHCOCH3
- acetilacetonato acetilacetonato
C2O4
2- oxalato oxalato ou oxalo
Ligantes Ambidentados 
� Estes íons são assim chamados porque podem se ligar ao
metal de duas maneiras, através de átomos diferentes.
Nomenclatura
Espécie Nome da espécie Ligante Nome do ligante 
SCN- tiocianato - SCN- tiocianato
SCN- tiocianato - NCS- isotiocianato
NO2
- nitrito - ONO- nitrito
NO2
- nitrito - NO2
- nitro
Ligantes catiônicos
Espécie Nome da espécie Nome do ligante 
NH4
+ amônio amônio
H3NNH2
+ hidrazínio hidrazínio
Outros ligantes
Espécie Nome da espécie Nome do ligante 
P(C6H5)3 trifenilfosfina trifenilfosfina (PPh3)*
NH2CH2CH2NH2 etilenodiamina etilenodiamina (en)
C5H5N piridina piridina (Py)
Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros
� inicia-se pelo contra-íon (espécie representada fora dos
colchetes), se houver.
� depois se escreve os nomes dos ligantes, em ordem alfabética: o nome
deve ser inteiro, sem separação por espaços ou hífens.
� quando existirem vários ligantes iguais, usa-se o prefixo di, tri, tetra, penta,
� por último coloca-se o nome do metal (átomo central), seguido pelo seu
estado de oxidação, em algarismos romanos e entre parênteses.
� quando existirem vários ligantes iguais, usa-se o prefixo di, tri, tetra, penta,
hexa etc.
� em complexos catiônicos, é freqüente o uso da palavra ÍON no começo do
nome. Exemplo: íon tetraminodiclorocobalto(III), porém pode ser omitido.
� Para determinar o número de oxidação do metal basta
somar as cargas internas (ligantes dentro dos colchetes),
considerando que os ligantes neutros (moléculas), têm nº.
de oxidação = zero.
[CoCl2(NH3)4]
+ = tetramindiclorocobalto(III)
Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros
[CoCl2(NH3)4] = tetramindiclorocobalto(III)
Nox do cobalto: Co + 2 Cl- + 4 NH3 = +1; Co -2 + 0 = +1; Co = +3
[Co(NO2)(NH3)5](NO3)2 = nitrato de pentaminnitrocobalto(III)
Nox do cobalto: Co + NO2
- + 5 NH3 = +2; Co -1 + 0 = +2; Co = +3
[Ni(CO)4] = tetracarbonilníquel(0)
Nox do níquel: Ni + 4 CO = 0; Ni + 0 = 0; Ni = 0
Nomenclatura de complexos aniônicos
� A nomenclatura dos complexos aniônicos é feita da
mesma forma, sendo o metal acrescido da terminação
"ATO".
[Ni(CN)4]
2- = tetracianoniquelato(II)
Nox do níquel: Ni + 4 CN- = - 2; Ni - 4 = - 2; Ni = +2
[Fe(CN)6]
3- = hexacianoferrato(III)
Nox do ferro: Fe + 6 CN- = - 3; Fe - 6 = - 3; Fe = +3
Complexo neutro:
[Pt(Py)4][PtCl4] = tetracloroplatinato(II) de tetrapiridinoplatina(II)
Nox da platina: 2 Pt + 4 Py + 4 Cl- = 0 2 Pt + 0 - 4 = 0 Pt = +2
Metal Nome do metal no complexo aniónico
Alumínio Aluminato
Cobalto Cobaltato
Cobre Cuprato
Crómio Cromato
Chumbo Plumbato
EstanhoEstanato
Ferro FerratoFerro Ferrato
Manganês Manganato
Molibdénio Molibdato
Níquel Niquelato
Ouro Aurato
Prata Argentato
Tungsténio Tungstato
Zinco Zincato
Nomenclatura de complexos com ligantes em ponte
� complexos com ligantes em ponte: normalmente usa-se a
letra grega µµµµ (mi) para indicar um ligante em ponte.
� quando esse ligante (L) está ligado a partes iguais (M - L - M), usa-se
prefixos como bis, tris, tetraquis etc para indicar o número de partes
NH2
OH
Co(en)2(en)2Co (SO4)2
sulfato de µµµµ-amido-µµµµ-hidroxo-bis[etilenodiaminacobalto(III)]
Nox do Co: 2 Co + 2 en + NH2
- + OH- = + 4; 2 Co + 0 -1 -1 =+ 4; Co = +3
iguais existentes.
Nomenclatura segundo norma da IUPAC
Prefixo (nº de 
ligantes) +
Nome do 
ligante +
Nome do metal (+ 
terminação)
nº de oxidação do 
metal
+
Nomenclatura - Resumo
Ordem no nome: nomeia-se os ligantes em ordem alfabética independentemente
da carga.
Terminação: Para complexos neutros ou catiônicos= nome do metal inalterado.
Para complexos aniônicos = adiciona –se ao nome do metal a terminação ato.
Número de oxidação do metal = é indicado em algarismos romano
da carga.
Ordem na fórmula: metal + ligantes: 1º. aniônico, 2º neutro. Prefixos: bi, tri, tetra,
penta, hexa.
Nomenclatura segundo norma da IUPAC
Nomenclatura - Resumo
Nomes usuais
Nome do ligante: alguns recebem nomes especiais: NH3 = amin; Cl
- = cloro; H2O =
aqua; F- = fluoro; CN- = ciano; CO = carbonil; NO = nitrosil.
[Co(en)3]
3+ = tris(etilenodiamina)cobalto(III)
bis, tris, tetrakis, hexakis (para indicar o número de partes iguais existentes no
complexo).
OH
OH
OH
Co(NH3)3(NH3)3Co
3+
µµµµ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(III)]
Nomenclatura - Exemplos
µµµµ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(III)]
Nox do Co: 2 Co + 6 NH3 + 3 OH
- = + 3; 2 Co + 0 - 3 =+ 3; Co = + 3
NH2
O
Fe(CN)2(CO)2(NH3)4Co Cl2
cloreto de µµµµ -amido-µµµµ-oxodicarbonildicianoferrato(III)tetraminocobalto(III)
[Cd(SCN)4]
2+ = Tetratiocianatocádmio(II)
[Zn(NCS)4]
2+ = Tetraisotiocianatozinco(II)
Nomenclatura - Exemplos
[(NH3)5Cr -OH- Cr(NH3)5] Cl5 = Cloreto de µµµµ-hidroxo-bis[pentaminocromo(III)
NH4 [Co(SO3)2(NH3)4] = Tetraaminodissulfitocobaltato(III) de amônio
Cis - [PtCl2(Et3P)2] = Cis-diclorodi(trietilfosfino)platina (II)
[Co(H2O)6]
2+ = hexaaquacobalto(III)
[CoCl4]
2- = tetraclorocobaltato(II)
[Ni(CO)4] = tetracarbonilníquel(0)
[Ag(NH ) ]+ = diaminprata(I)
Nomenclatura - Exemplos
[Ag(NH3)2]
+ = diaminprata(I)
[Al(OH)4]
- = tetrahidroxialuminato(III)
NCS- =isotiocianato e SCN- = tiocianato
[Co(ONO)(NH3)5]
2+ = pentaaminnitritocobalto(III) ONO
- = nitrito
NO2- = nitro
K4[Fe(CN)6] :
[CoCl2(NH3)4]Cl: 
[Cr(en)3]Cl3 :
[CrCl2 (H2O)4]Cl :
Hexanitrocobaltato(III) de sódio?
Nitrato de diclorobis(etilenodiamina)platina(IV)?
Número Atômico Efetivo (NAE)
�� regra do NAE,, proposta por Sidgwick: prever a
estabilidade de vários compostos de coordenação, existem
inúmeras exceções a esta regra.
" Num complexo há adição de ligantes até que o número de elétrons do" Num complexo há adição de ligantes até que o número de elétrons do
metal, somado aos elétrons cedidos pelos ligantes seja igual ao número
atômico do gás nobre seguinte da tabela periódica "
[Ni(CO4)]: Ni: Z=28 Ni(0) = 28 elétrons
CO: doa 2 elétrons (2 x 4 = 8)
NAE: 28 + 8 = 36 (Kr)
Exemplos: Número Atômico Efetivo (NAE)
[Co(NH3)6]
3+: Co: Z=27 Co(III) = 24 elétrons
NH3: doa 2 elétrons (2 x 6 = 12)
NAE: 24 + 12 = 36 (Kr)
[Fe(CN)6]
4-: Fe: Z=26 Fe(II) = 24 elétrons
CN: doa 2 elétrons (2 x 6 = 12)
NAE: 24 + 12 = 36 (Kr)
[Mo(PCl3)3(CO)3]: Mo: Z=42 Mo(0) = 42 elétrons
PCl3: doa 2 elétrons (2 x 3 = 6)
CO: doa 2 elétrons (2 x 3 = 6)
NAE: 42 + 6 + 6 = 54 (Xe)
Número Atômico Efetivo de 
Alguns Metais em Complexos
Átomo Z Complexo No de Elétrons No de Elétrons NAE Gás Nobre
perdidos na ganhos na
formação do íon Coordenação
Fe 26 [Fe(CN)6]
4- 2 12 36 Kr
Co 27 [Co(NH3)6]
3+ 3 12 36 KrCo 27 [Co(NH3)6]
3+ 3 12 36 Kr
Ni 28 [Ni(CO)4] 8 36 Kr
Cu 29 [Cu(CN)4]
3- 1 8 36 Kr
Pd 46 [Pd(NH3)6]
4- 4 12 54 Xe
Pt 78 [PtCl6]
2- 4 12 86 Rn
Cr 24 [Cr(NH3)6]
3+ 3 12 33
Fe 26 [Fe(CN)6]
3- 3 12 35
Ni 28 [Ni(NH3)6]
2+ 2 12 38
Pd 46 [PdCl4]
2- 2 8 52
Pt 78 [Pt(NH3)4]
2+ 2 8 84
e.g. NH3, H2O, OH
-, CO3
2-
Átomos doadores pequenos
Eletronegativos
Não muito polarizável
Átomos doadores duros
CO, PPh3, C2H4, SRH, CN
-, SCN-
Átomos doadores grandes
Menos eletronegativos
Facilmente polarizáveis
Átomos doadores 
moles
complexos
e.g. Fe(III), Mn(II), Cr(III)
Metais pequenos (1a. Série)
Alto estado de oxidação
Metais “Duros"
e.g. Ag(I), Cu(I)
Metais grandes (2a. e 3a. séries)
Baixo estado de oxidação
Metais moles
Complexos fortes Complexos fortes
fracos
Favorecem a formação de complexos:
a) íons pequenos de carga elevada e orbitais vazios de 
energia adequada;
b) atendimento à regra do NAE;
c) aquisição de uma forma geométrica simétricac) aquisição de uma forma geométrica simétrica
d) uma elevada EECC