18/01/2014
Estereoquímica dos
Compostos de Coordenação
Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri
Instituto de Ciência e Tecnologia
Diamantina - MG
Profa. Dra. Flaviana Tavares Vieira
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-Este estudo é de grande importância, já que
muitos complexos podem apresentar uma
grande variedade de estruturas.
-Vamos examinar algumas geometrias comuns
exibidas por alguns compostos de coordenação
para diferentes números de coordenação.
-Existem várias formas de dispor os ligantes ao redor
do átomo central.
-Os compostos que correspondem a essas diferentes
maneiras de disposição possuem propriedades
físicas e químicas bastante diferentes.
-Utiliza-se o estereoisomerismo para descrever a
ocorrência de 2 ou mais compostos com o mesmo
tipo, número de átomos e mesmas ligações
químicas, mas com arranjos espaciais diferentes.
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Fatores que influenciam o
número de coordenação
-Tamanho do átomo ou íon central
-As interações espaciais entre a espécie
central e os ligantes (interações estéricas)
-As interações eletrônicas entre as espécies
dentro da esfera de coordenação.
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Número de Coordenação 2
-Poucos complexos com NC=2 são conhecidos, eles
são, geralmente, limitados aos íons +1 do Grupo 11
e para o Hg(II), todos com configuração d10.
Número de Coordenação
e Geometrias
-Estes complexos são lineares e temos como
exemplos [Ag(NH3)2]+, [AgCl2]-, [Ag(CN)2]-,
[CuCl2]-, [Cu(NH3)2]+, [Au(CN)2]-, [HgCl2] e
[Hg(CN)2].
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Número de Coordenação 3
-Este é um NC raro entre os complexos metálicos d,
pois caso seja formado, muitos tendem a formar
cadeias ou redes com NC mais alto.
-A geometria frequentemente adotada é a pirâmide
trigonal ou trigonal plano.
-Ex.: [SnCl3]- com geometria pirâmide trigonal e
[HgCl3]- com geometria trigonal plano
Número de Coordenação 4
-Existem 2 geometrias comuns associadas com um
NC=4: quadrado-planar ou tetraédrica.
-Os complexos que apresentam a geometria
quadrado-planar são característicos dos íons de
metais de transição com configurações d8 ou s1d7,
como exemplos temos:
[Pt(NH3)4]2+, [PtCl2(NH3)2], [Ni(CN)4]2-, [AgF4]-,
[Cu(NH3)4]2+.
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Número de Coordenação 4
Número de Coordenação 5
complexos que apresentam a geometria
tetraédrica são característicos dos complexos dos
metais representativos ou dos metais de transição
com configuração eletrônica diferentes de d8 ou
s1d7.
Exemplos:
[BF4]-, [MnO4]-, [ZnCl4]2-, [Zn(NH3)4]2+.
-Espécies contendo este NC são mais raras do que
-Os
aquelas com NC=3.
-Existem 2 geometrias comuns associadas com um
NC=5: bipirâmide trigonal e a pirâmide
quadrada (pirâmide de base quadrada).
-Ex.: [Ni(CN)5]3-, [Fe(CO)5]
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Número de Coordenação 6
Número de Coordenação 6
-O poliedro de coordenação regular é o octaedro,
-A coordenação octaédrica é a mais comum e permite
porém dados experimentais mostram que tais compostos
exibem um prisma trigonal como forma geométrica do
poliedro de coordenação.
-Compostos que tenham o íon central com este NC
podem sofrer distorções no estado sólido em
função do fator de empacotamento, ou seja, uma
compressão ou alongamento ao longo dos eixos de
ordem 2, 3 ou 4.
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diversos tipos de estereoisomerismo.
Exemplos: [Co(NH3)6]3+, [Ni(H2O)6]2+, [InCl6]3-
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Número de Coordenação 7
Número de Coordenação 7
-Para o caso de 7 ligantes, quando a
-Outros 2 arranjos geométricos são: o octaedro
força repulsiva assumida é variada, a
geometria do poliedro também varia.
monoencapuzado e o poliedro irregular.
Octaedro monoencapuzado
Modelo para um íon heptacoordenado
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Arranjo de 7 ligantes na superfície de uma esfera
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Número de Coordenação 8
-As geometrias mais freqüentes para este NC são o
dodecaedro e o antiprisma quadrado.
-Outras geometrias como o cubo, bipirâmide hexagonal
e o prisma trigonal biencapuzado foram
formuladas, porém menos estáveis do que as duas
primeiras e conseqüentemente pouco freqüentes.
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Número de Coordenação 9
-O arranjo de 9 ligantes ocorre para íons metálicos
com raios iônicos grandes.
-Assim, este NC se restringe, com raras exceções, a
complexos de lantanídeos e actinídeos.
-Estruturas de complexos com coordenação 9 são
sempre descritas em termos do prisma trigonal
triencapuzado e do
monoencapuzado.
antiprisma
quadrado
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Isomerismo
-O isomerismo é um aspecto característico tanto de
compostos orgânicos quanto de inorgânicos.
-Compostos que possuem a mesma fórmula
molecular, mas diferentes arranjos estruturais
são chamados de isômeros.
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Isômeros de Esfera de Coordenação
Isômeros de Ligação
-Alguns ligantes ambidentados podem coordenar-se
a metal através de diferentes átomos doadores.
Ex.: o NO2- pode se coordenar através do N ou do O
-Ocorre quando ligantes do lado de fora da
esfera de coordenação entram para a esfera de
coordenação.
Ex.: o CrCl3(H2O)6 tem 3 isômeros de esfera de
coordenação:
[Cr(H2O)6]Cl3 (violeta),
[Cr(H2O)5Cl]Cl2.H2O (verde) e
[Cr(H2O)4Cl2]Cl.2H2O (verde).
-Quando o nitrato coordena-se através
do N, ele é chamado de nitro:
pentaaminonitrocobalto(III).
-Quando ONO- coordena-se através do
O, ele é chamado de nitrito:
pentaaminonitritocobalto(III).
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Isômeros de Coordenação
-Ligantes são distribuídos diferente e entre os 2
centros metálicos.
Isômeros Geométricos
-São compostos com o mesmo tipo e número
de átomos e com as mesmas ligações
químicas, mas com arranjos espaciais
diferentes.
-Utiliza-se os termos cis (adjacente) e trans
(lados opostos) para distinguir os respectivos
isômeros.
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-Considere
o
[Pt(NH3)2Cl2].
complexo
quadrático
plano
-Os 2 ligantes NH3 podem estar tanto a 90 como a
180 entre si.
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-Em geral os isômeros cis e trans dos
compostos de coordenação possuem cores,
temperaturas de fusão, momentos dipolares e
reatividades químicas bastante diferentes.
Ex.: (a) cis-diaminodicloroplatina
(b) trans-diaminodicloroplatina
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-Ex.: cis-[Co(NH3)4Cl2]+ é violeta e
trans-[Co(NH3)4Cl2]+ é verde.
-Os 2 isômeros têm diferentes solubilidades.
-Em geral, os isômeros geométricos têm
propriedades físicas e químicas diferentes.
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Isômeros de Hidratação
Isômeros de Ionização
-Troca entre um ligante aniônico e um ligante
neutro (molécula de água=solvente)
-Troca entre um ânion ligante e um contra-íon.
[Co(NH3)5Br]SO4 e [Co(NH3)5(SO4)]Br
Violeta
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Isômeros Ópticos
-São compostos com imagens especulares não
sobreponíveis,
no
entanto
possuem
propriedades físicas e químicas idênticas.
-Aos isômeros não sobreponíveis chamam-se
compostos quirais, aos sobreponíveis com suas
imagens, são denominados compostos aquirais.
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Vermelho
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-As moléculas quirais desempenham um papel
vital nas reações enzimáticas dos sistemas
biológicos.
-Geralmente, das duas moléculas que
constituem um par de isômeros quirais,
apenas uma possui atividade biológica.
-As moléculas quirais são opticamente ativas e
provocam a rotação do plano da luz
polarizada.
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-Quando a luz polarizada horizontalmente
entra em uma solução oticamente ativa.
Isomerismo estrutural
-À medida que a luz emerge da solução, o
plano de polaridade é alterado.
-A imagem especular de um enantiômero
gira o plano de luz polarizada no sentido
oposto.
• Soluções destrorrotatórias giram o plano de luz
polarizada para a direita. Esse isômero é chamado
de isômero d.
• Soluções levorrotatórias giram o plano de luz
polarizada para a esquerda. Esse isômero é
chamado de isômero l.
• As moléculas quirais são oticamente ativas por
causa de seu efeito na luz.
• As misturas racêmicas contêm quantidades iguais
de isômeros l e d. Elas não têm nenhum feito
como um todo no plano de luz polarizada.
-Aos isômeros d e l, respectivamente, dextrarotatório
e
levo-rotatório
chama-se
enantiômeros, pois rodam o plano de
polarização sempre no mesmo ângulo,
embora em direções opostas.
-Assim sendo uma mistura equimolar dos 2
enantiômeros, chama-se mistura racêmica e não
provoca qualquer rotação do plano de
polarização da luz.
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-Os isômeros óticos são imagens especulares que
não podem ser superpostas uma na outra.
-Os isômeros óticos são chamados enantiômeros.
-Complexos que podem formar enantiômeros são
quirais.
-A maior parte do corpo humano é quiral (as mãos,
por exemplo).
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• As enzimas são as substâncias mais altamente
quirais conhecidas.
• A maior parte das propriedades físicas e
químicas dos enantiômeros são idênticas.
• Conseqüentemente, os enantiômeros são muito
difíceis de separar.
• Um enantiômero pode produzir um efeito
fisiológico específico enquanto sua imagem
especular produz um efeito diferente.
• Pasteur foi o 1o a separar o tartarato de amônio
racêmico
[NaNH4C4H9O6]
através
da
cristalização da solução e fisicamente retirando
os cristais que giram da esquerda para a direita
da mistura usando um microscópio.
• O tartarato oticamente puro pode ser usado
para separar uma mistura racêmica do
[Co(en)3]Cl3: se o tartarato d é usado,
o
d-[Co(en)3]Cl3
precipita,
deixando
o
l-[Co(en)3]Cl3 em solução.
Nomenclatura dos
Compostos de Coordenação
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Nomenclatura de Química
de Coordenação
REGRAS:
-Para os sais, dê nome primeiramente ao ânion antes do
cátion precedido da preposição “de”.
Ex: [Co(NH3)5Cl]Cl2 damos nome ao Cl- antes do
[Co(NH3)5Cl]2+.
-Dentro do íon complexo, os ligantes recebem os nomes (em
ordem alfabética) antes do metal.
Ex: [Co(NH3)5Cl]2+ é pentaminoclorocobalto(II). Observe
que a parte penta é uma indicação do número de grupos
NH3 e não é considerada na ordem alfabética dos ligantes.
-Os ligantes aniônicos terminam em ‘o’ e os ligantes neutros
são simplesmente o nome da molécula.
-Prefixos gregos são usados para indicar o número de
ligantes (di-, tri-, tetra-, penta- e hexa-).
Exceção: se o nome do ligante já tiver um prefixo
grego. Coloque o nome do ligante entre parênteses e
use bis-, tris-, tetrakis-, pentakis- e hexakis.
Ex.: [Co(en)3]Cl3: tricloreto de tris(etilenodiamino)
cobalto(III)
-Se o complexo é um ânion, o nome termina em –ato.
-O estado de oxidação do metal é dado em números
romanos entre parênteses no final do nome do
complexo.
Exceções: H2O (aqua) e NH3 (amino).
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Fórmulas e Nomes de Alguns
Compostos de Coordenação
Fórmula
Nomes
[Ag(NH3)2] +
Diaminprata(I)
[Co(NH3)6]3+
Hexamincobalto(III)
[Mn(CO)6]+
Hexacarbonilmanganês(I)
[Ni(CO)4]
Tetracarbonilniquel(0)
[Fe(SCN)6]3-
Hexatiocianatoferrato(III)
cis-[Pt(NH3)2Cl2]+2
cis-diaminadicloroplatina(II)
[Co(NH3)6]Cl3
Tricloreto de hexaminocobalto
K2[PtCl6]
Hexacloroplatinato(IV) de potássio
Referências Bibliográficas
-Farias, R.F.
Química de coordenação:
fundamentos e atualidades. Campinas, SP:
Editora Átomo, 2005.
-Barros, H.L.C. Química inorgânica:
introdução. Belo Horizonte: 1992.
uma
-Shriver, D.F.; Atkins, P.W. Química inorgânica. 3
ed. Porto Alegre: 2003.
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