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 cm3/mol
7,43 kcal/mol
CO
28 g/mol
25,7 cm3/mol
1,90 kcal/mol
NH3
17 g/mol
20,7 cm3/mol
7,14 kcal/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 por pontes 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) 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.
EXERCÍCIOS – LIGAÇÕES IÔNICAS
Explique a tendência de formar Ligações Iônicas relacionada à Energia de Ionização e a
Afinidade Eletrônica dos átomos envolvidos.
1) Considerando a diferença de Eletronegatividade entre os elementos, preveja se os seguintes
compostos são iônicos ou covalentes:
a) KI
b) MgO
c) CS2,
d) P4O10
2) O que é Energia Reticular e como ela pode ser determinada?
3) Calcule a entalpia molar de formação, Hºf, do Fluoreto de Lítio usando como procedimento o Ciclo
de Born-Haber.
Dados:
Energia de Sublimação do Li (S) = 159,37 kJ/mol
Energia de Dissociação do F2 (D) = 159,98 kJ/mol
1ª Energia de Ionização do Li (1ª EI) = 520 kJ/mol
1ª Afinidade Eletrônica do F (1ª AE) = - 328,0 kJ/mol
Energia Reticular do LiF (Uº) = - 1037 kJ/mol
4) Comprove, energeticamente, a possibilidade de formação do sólido iônico CaO, a partir de seus
elementos no estado padrão.
Energia de Sublimação do Ca (S) = 42,2 kcal/mol
Dados:
Energia de Dissociação do O2 (D) = 118,4 kcal/mol
Constante de Madelung (M) = 1,75
Raios Iônicos: Ca2+ = 0,99 Å O2- = 1,40 Å
1ª Energia de Ionização do Ca (1ª EI) = 141 kcal/mol
Carga do elétron = 4,8.10-10 u.e.s.
-19
(1,6.10 C)
2ª Energia de Ionização do Ca (2ª EI) = 273 kcal/mol
1)
2)
3)
4)
5)
1ª Afinidade Eletrônica do O (1ª AE) = - 34 kcal/mol
GABARITO – LIGAÇÕES IÔNICAS
2ª Afinidade Eletrônica do O (2ª AE) = 210 kcal/mol
Quanto menor a EI , maior a facilidade de perder elétrons e maior a tendência a formar cátions.
Quanto maior a AE, maior a facilidade de adquirir elétrons e maior a tendência a formar ânions.
a) KI:
Eletronegatividade: K = 0,8 e I = 2,5
Diferença = 1,7: Lig. Iônica
b) MgO: Eletronegatividade: Mg = 1,2 e O = 3,5
Diferença = 2,3: Lig. Iônica
c) CS2:
Eletronegatividade: C = 2,5 e S = 2,5
Diferença = 0,0: Lig. Covalente
d) P4O10: Eletronegatividade: P = 2,2 e O = 3,5
Diferença = 1,3: Lig. Covalente
Energia Reticular é a energia desprendida quando íons, em fase gasosa, se reúnem para formar a
rede cristalina de 1 mol de sólido iônico. A Energia Reticular pode ser calculada indiretamente
usando o Ciclo de Born-Haber.
Hf = -606,6 kJ/mol
Uº = -867,6 kcal/mol e ∆Hf = -176,2 kcal/mol
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]2c) [Co(NH3)6]3+ d) [Fe(CO)5]
e) [Fe(CN)6]3- f) [Cr(CO)6]
3g) [IrCl(CO)(PPh3)2] h) [FeCl2(H2O)2(en)] i) [Ni(CO)4]
j) [Cu(CN)4] k) [Cr(NH3)6]3+
4) Escreva os nomes corretos dos seguintes complexos:
a) Na2[ZnCl4]
b) [Ti(H2O)6]Cl3
c) trans-[PtCl2(NH3)4]
d) cis-K2[Mn(CN)4(NH3)2]
e) [RuCl(NH3)5]Br2
f) Mg[Ag(CN)2]2
g) mer-[IrCl3(PEt3)3]
h) cis-Na3[Cr(CN)4Cl2]
i) [Pt(py)4](NO3)2
j) fac[CoCl3(NH2CH3)3]
k) [IrCl(CO)(PPh3)2]
l) [Cr(acac)3]
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)
3+
3c) [Co(NH3)6]
d) [Mn(CN)6]
e) [Mn(ox)3]4- (ox = oxalato (bidentado) – spin alto)
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]339) As medidas magnéticas indicam que o [CoF6] 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]311) 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]317) 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?
Isomeria
1) Por que os isômeros cis e trans não são encontrados em complexos tetraédricos?
2) Por que a isomeria ótica não é observada em complexos planares?
3) Que característica estrutural deve possuir um complexo tetraédrico para ser quiral?
4) Desenhe os isômeros geométricos de [Cr(oxo)2(H2O)2]-.
5) Esboce todos os isômeros de complexos quadrados planares MA2BC e MABCD.
6) Esboce todos os estereoisômeros de cada um dos seguintes complexos octaédricos:
a) [CoCl2(NH3)4]+
b) [CoCl3(NH3)3]
7) O complexo de Ni(II), [NiCl2(PPh3)2] é paramagnético. Um complexo análogo a esse só que de Pd(II)
é diamagnético. Explique. Ache o número de isômeros que devem existir para cada um desses
complexos.
8) Dos dois complexos octaédricos, [Co(en)3]3+ e [Co(NH3)6]3+, o quelato é muito mais estável, apesar
de que nos dois complexos os seis átomos de nitrogênio estão ligados ao cobalto. Explique.
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
+
10
2+
10
2+
4
Au : [Xe] 5d
Cd : [Kr] 4d
Cr : [Ar] 3d
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
b) E = 16 elétrons
V = +2
c) E = 18 elétrons
V = +3
d) E = 18 elétrons
V=0
e) E = 17 elétrons
V = +3
f) E = 18 elétrons
V=0
g) E = 16 elétrons
V = +1
h) E = 18 elétrons
V = +2
i) E = 18 elétrons
V=0
j) E = 18 elétrons
V = +1
k) E = 15 elétrons
V = +3
4) a) tetraclorozincato(II) de sódio
c) trans-tetraaminodicloroplatina(II)
e) brometo de pentaaminoclororutênio(III)
g) mer-triclorotris(trietilfosfino)irídio(III)
i) nitrato de teraquis(piridino)platina(II)
k) carbonilclorobis(trifenilfosfino)irídio(III)
5) a) hibridização dsp2
b) hibridização sp3
c) hibridização d2sp3
d) hibridização d2sp3
e) hibridização sp3d2
NC = 4
NC = 4
NC = 6
NC = 5
NC = 6
NC = 6
NC = 4
NC = 6
NC = 4
NC = 4
NC = 6
b) cloreto de hexaaquotitânio(III)
d) cis-diaminotetracianomanganato(II) de potássio
f) dicianoargentato(I) de magnésio
h) cis-tetracianodiclorocromato(III) de sódio
j) fac-triclorotris(metilamino)cobalto(III)
l) tris(acetilacetonato)cromato(II) de potássio
5d8 (e- do metal)
4 OA dsp2 (e- dos ligantes)
   
   
3d8 (e- do metal)
4 OA sp3 (e- dos ligantes)
        
3d6 (e- do metal)
6 OA d2sp3 (e- dos ligantes)
  
     
3d4 (e- do metal)
6 OA d2sp3 (e- dos ligantes)
  
     
5
3d (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:
3dxz2 3dyz2 3dz22 3dxy2 – 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: eg4 t2g4 (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: t2g5 (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: t2g3 eg2 (5 elétrons desemparelhados)
7)
[NiCl4]2Ni2+: [Ar] 3d8
1º período de transição
22+
8
[PtCl4]
Pt : [Ar] 5d
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
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 t2g6 (nenhum e- desemparelhado; diamagnético)
b) átomo central: Cr0 [Ar] 4d6 – ligante de campo muito forte (CO): complexo baixo spin – configuração
t2g6 (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 t2g3 eg2 (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 t2g5 (1 e- desemparelhado; paramagnético)
9) Co3+: [Ar] 3d6
F-: ligante de campo fraco; configuração t2g4 eg2 (4 elétrons desemparelhados)
NH3: ligante de campo forte; configuração t2g6 (nenhum elétron desemparelhado)
10) a) Ti3+: [Ar] 3d1
b) Fe3+: [Ar] 3d5
c) Fe3+: [Ar] 3d5
d) Zn2+: [Ar] 3d10
e) Cu2+: [Ar] 3d9
f) Co3+: [Ar] 3d6
1 elétron desemparelhado
ligante de campo fraco; alto spin - 5 elétrons desemparelhados
ligante de campo forte; baixo spin - 1 elétron desemparelhado
nenhum elétron desemparelhado
1 elétron desemparelhado
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 t2g3, 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  t2g3
b) Fe3+: [Ar] 3d5 (lig. campo fraco e met. 1º período de transição)  t2g3 eg2
c) Ru3+: [Ar] 4d5 (lig. campo forte e met. 2º período de transição )  t2g5
d) Ni3+: [Ar] 3d7 (lig. campo forte)  t2g6 eg1
e) Co3+: [Ar] 3d6 (lig. campo forte)  t2g6
f) Fe3+: [Ar] 3d5 (lig. campo forte)  t2g5
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.
Isomeria
1) Porque em complexos tetraédricos todas as posições são posições adjacentes.
2) Porque sempre será possível sobrepor um complexo quadrado planar com a sua imagem especular.
3) Um complexo tetraédrico, para ser quiral, deve ter os 4 ligantes diferentes.
4) Oxo: ligante bidentado, então este complexo é octaédrico.
B
A
B
A
M
M
C
A
A
C
5) MA2BC
MABCD
A
C
A
B
D
M
B
A
C
C
B
M
D
M
D
6) a)
+
Cl
Cl
Co
H3N
+
Cl
NH3
H3N
NH3
H3N
NH3
Co
NH3
Cl
NH3
Cis
Trans
b)
NH3
Cl
Co
Cl
Cl
NH3
NH3
Cl
NH3
Cl
Co
NH3
Cl
NH3
7) [NiCl2(PPh3)2] – Ni2+:[Ar] 3d8 – Complexo paramagnético: Para este complexo ser
paramagnético, é preciso que sua geometria seja tetraédrica (hibridização sp3 – TLV) para que
resultem elétrons desemparelhados nos OA “d”. Neste complexo todas as posições são
equivalentes e os complexos não apresentam isômeros.
[PdCl2(PPh3)2] – Pd2+:[Ar] 3d8 – Complexo diamagnético: Para este complexo ser diamagnético, é
preciso que sua geometria seja quadrada planar (hibridização dsp2 – TLV) para que resultem os 8
elétrons emparelhados nos OA “d” que não participam da hibridização.
8)
Efeito Quelato: o agente quelante compete pelo íon metálico de modo mais eficiente do
que o ligante monodentado. Este efeito é resultado de 2 contribuições: Entalpica e Entrópica.
Efeito Entálpico: a repulsão eletrostática devido à colocação de 2 ligantes carregados negativamente
em proximidade já não existe, uma vez que os átomos ligantes já estão próximos na mesma molécula.
Efeito Entrópico: quando uma extremidade do ligante se liga ao metal, não existe nenhum sacrifício
adicional da entropia translacional que acompanhe a ligação da outra extremidade, pois o número de
partículas no sistema não muda.