Química dos Compostos de
Coordenação
Gabriel Varela Monteiro Lino – 15731
Giuliano Lembo Caterina – 15732
Engenharia De Produção Mecânica, 2008
Universidade Federal de Itajubá
Complexos Metálicos
• Definição: união de um íon metálico central a um
grupo de moléculas ou íons vizinhos
• Os compostos que contém complexos são
conhecidos como compostos de coordenação
• As moléculas ou íons que circundam o íon metálico
em um complexo são conhecidos como ligantes
Exemplo de Complexo
Metálico
Teoria de Werner
• Werner propôs que os íons metálicos possuem
valência primária e secundária
• O metal central e os ligantes unidos a ele
constituem a esfera de coordenação do complexo,
que deve estar entre colchetes na apresentação da
fórmula química
• A Teoria de Werner explica o fato de haver duas
formas distintas de arranjar os ligantes em um
composto chamadas cis e trans, resultando em
diferentes cores para os complexos.
Ligação Metal – Ligante
• Exemplo de interação entre uma base de Lewis e
um ácido de Lewis
• Altera profundamente as propriedades físicas e
químicas observadas para o íon metálico e os
ligantes
Cargas, número de coordenação e
geometrias
• A carga de um complexo é a soma das cargas do metal
central e de seus ligantes circundantes
• O número de coordenação de um íon metálico é
geralmente influenciado pelos tamanhos relativos do
íon metálico e dos ligantes circundantes
• Complexos tetracoordenados têm duas geometrias
comuns: quadrática plana e tetraédrica
– Tetraédrica é a mais comum das duas, estando particulamente
presentes entre os metais que não são de transição
– Quadrática Plana é característica de íons de metais de
transição com oito elétrons d no nível de vâlencia
• Complexos hexacoordenados possuem geometria octaédrica
Exemplos de geometrias
Tetraédrica
Quadrática Plana
Octaédrica
Ligantes Monodentados e
Polidentados
• Ligantes monodentados possuem um único átomo doador e
ocupam apenas um sítio em uma esfera de
coordenação.Ex:NH3
• Ligantes polidentados têm dois ou mais átomos doadores,
consequentemente ocupando dois ou mais sítios de
coordenação.São também conhecidos como quelantes.
– Bidentado: etilenodiamina
– Polidentado: EDTA
Efeito Quelato
• Definição
• Exemplo:
“Agentes Sequestradores”
• EDTA X ìons metálicos que catalisam
reações de decomposição
• Remoção de íons prejudiciais à saúde(Hg²+, Pb ²+,
Cd ²+)
• Captura de íons metálicos essenciais à vida de
líquens e musgos
Porfirina
• Um dos agentes quelantes mais importantes da
natureza são os derivados da molécula de porfirina
• Os complexos derivados da porfirina são chamados
porfirinas. Dos mais importantes estão o
heme(contém Fe ²+) e a clorofila que contém Mg ²+)
– O grupo heme está presente na mioglobina, encontrada
nas células do músculo esquelético e também na
hemoglobina, proteína que transporta oxigênio no sangue
humano
– A clorofila é um processo chave na conversão da energia
solar em formas que podem ser usadas por organismos
vivos,processo chamado fotossíntese
Batalha pelo ferro nos sistemas
vivos
• Apesar de ser essencial à vida humana o ferro
apresenta dificuldade de assimilação no organismo
devido à sua baixa solubilidade em água
• Porém na presença de um ligante chamado
sideroforo ,que é sintetizado por microorganismos, o
ferro torna-se solúvel em água
• Esse ligante ao invés de se tornar a solução para a
anemia ferropriva criou um novo problema
Nomenclatura de Química de
Coordenação
1)
2)
3)
4)
5)
6)
Nos sais dá- se o nome do ânion antes do nome do cátion
seguido da palavra “de”.
Em um íon ou molécula complexa, os ligantes recebem os
nomes antes do metal e são relacionados em ordem
alfabética, independentemente de carga.
Os nomes dos ligantes aniônicos terminam com a letra “o”,
enquanto os neutros ordinários possuem o nome das
moléculas
Os prefixos gregos são usados para indicar o número de
cada tipo de ligante quando mais de um estiver presente
Se um complexo for ânion, seu nome termina em _ato
O número de oxidação do metal é dado em parentêses em
algarismos romanos
Isomerismo
• Isomeros – O que são?
• Classificados em dois tipos:
Isômeros estruturais (ligações diferentes)
Estereoisômeros (mesmas ligações,
diferentes arranjos espaciais)
Isomerismo Estrutural
• Isomerismo de ligação: o ligante pode se coordenar ao
metal de duas maneiras diferentes. Ex: NO2 ¯
• Isomerismo de esfera de coordenação: diferem dos
ligantes diretamente ligados ao metal, em oposição a
estar fora da esfera de coordenação na rede sólida. Ex:
[CrCl3(H2O)6] ; existindo neste caso 3 formas comuns:
[Cr(H2O)6]Cl3 ;[Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O; [Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O
Estereoisomerismo
• É a forma mais importante de isomerismo.
• Estereoisomeros possuem as mesmas
ligações químicas mas diferem nos arranjos
espaciais.
• Classificados em dois tipos: Geométrico e
Óptico
Isomerismo Geometrico
• Definição ?
• Obs.: Como todos os vértices de um tetraedro são adjacentes
entre si,o isomerismo cis-trans não é observado em complexos
tetraédricos.
Isomerismo Ótico
- São capazes de desviar a luz polarizada.
- Caso o isômero óptico provoque o giro da luz polarizada
para a direita, o enantiômero é denominado dextrógiro
(D,+). Caso o enantiômero provoque o giro da luz
polarizada para a esquerda, o composto é denominado
levógiro (L,); A mistura dos dois chama mistura racêmica.
• Isomero ótico destrorrotatório
Cor
• Para que um composto tenha cor, ele deve absorver luz
visível.
• Luz visível ?
• A energia de uma radiação magnética é inversamente
proporcional ao seu comprimento de onda:
• E = h. ƒ = h. (c/λ)
Magnetismo
• É importante se estudar cores e propriedades
magnéticas dos complexos de metais de transição para o
desenvolvimento de modelos modernos para a ligação
metal-ligante.
• Muitos complexos de metais de transição exibem
paramagnetismo simples. Neles , os íons metálicos
individuais possuem certo número de elétrons
desemparelhados.
Teoria do Campo Cristalino
·Ligação ente ligantes e um íon metálico, onde supõe-se
que o único efeito dos ligantes seja criar um campo
eletrostático em torno dos orbitais “d” do íon metálico.
· Energia de desdobramento de campo cristalino (∆q):
É a diferença de energia entre os grupos de orbitais.
· A série espectroquímica relaciona os ligantes em
ordem de suas habilidades de desdobrar as energias dos
orbitais “d” em complexos octaédricos
Cl¯ < F¯ < H2O < NH3 < en < NO2¯ (ligado por N) <
CN¯
• A energia necessária para adicionar um quarto elétron a um
orbital t2 de mais baixa energia é chamada de energia de
emparelhamento de spin.
• Os elétrons “d” a seguir preferencialmente se emparelham
nos orbitais de mais baixa energia, produzindo um complexo
de spin baixo.
• Quando os elétrons ocupam orbitais d de energia mais alta de
preferência a emparelharem-se no conjunto de orbitais de
mais baixa energia, têm-se um complexo de spin alto.
Referências Bibliográficas
• Química: A Ciência Central. 9ª edição. Brown,
Theodore L.; LeMay, H. Eugene Jr.; Bursten, Bruce
E.; Burdge, Julia R