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A QUÍMICA DOS<br />
COMPOSTOS DE<br />
COORDENAÇÃO
Compostos de Coordenação ou<br />
Complexos Metálicos são compostos<br />
formados através de interações ácidobase<br />
de Lewis.<br />
Os Íons Metálicos são ácidos de Lewis<br />
(espécies receptoras de pares elétrons).<br />
Os Ligantes são bases de Lewis (espécies<br />
doadoras de pares de elétrons).
Os Complexos têm um íon metálico (pode<br />
ser no estado de oxidação zero) ligado a<br />
um número de ligantes.<br />
Exemplo de um complexo é o<br />
[Co(NH ) ] 3+ , no qual o íon Co3+ [Co(NH3) 6] está<br />
3+ , no qual o íon Co3+ rodeado por seis ligantes NH3. está<br />
OBS!!! Este complexo será melhor explicado<br />
a seguir com a definição de alguns<br />
conceitos importantes.
LIGAÇÃO METAL METAL-LIGANTE<br />
METAL METAL-LIGANTE LIGANTE
Todos os ligantes têm pares livres que<br />
são doados ao íon metálico.<br />
A ligação entre o metal e o ligante é uma<br />
ligação de 2 elétrons, mas ambos vêm do<br />
ligante e nenhum vem do metal.<br />
Carga no íon complexo = carga no metal +<br />
cargas nos ligantes.
Átomo doador: o átomo ligado diretamente<br />
ao metal.<br />
N é o doador<br />
O é o doador
Número de coordenação (NC): o número<br />
de ligantes ligados ao metal.<br />
Os números de coordenação mais<br />
comuns são 4 e 6.<br />
NC = 4 (tetracoordenados)<br />
NC = 6 (hexacoordenados)
Complexos tetracoordenados são<br />
tetraédricos ou quadráticos planos<br />
(normalmente encontrados para íons<br />
metálicos d 8 )
Estruturas de Complexos com NC = 4<br />
Tetraédrica<br />
Quadrada Planar
Complexos hexacoordenados são<br />
octaédricos
Estruturas de Complexos com NC = 6<br />
Octaédrica
LIGANTES COM MAIS DE<br />
UM ÁTOMO DOADOR
Ligantes monodentados ligam-se através<br />
de apenas um átomo doador.<br />
Conseqüentemente, eles ocupam<br />
somente um sítio de coordenação.<br />
Ligantes polidentados (ou agentes<br />
quelantes) ligam-se através de mais de<br />
um átomo doador por ligante.<br />
Exemplo, etilenodiamina (en):<br />
H 2NCH 2CH 2NH 2.
O [Co(en) 3] 3+ octaédrico é um complexo<br />
de etilenodiamina típico.
N<br />
C<br />
Co<br />
Co<br />
Complexo Octaédrico [Co(en) 3] 3+
Complexo Octaédrico de Fe(III) e Acetato<br />
(ligante bidentado)
Um agente quelante muito importante é o<br />
etilenodiaminotetraacetato (EDTA 4- ).<br />
O EDTA ocupa 6 sítios de coordenação,<br />
por exemplo, [CoEDTA] - é um complexo<br />
octaédrico Co3+ octaédrico Co . 3+ .<br />
O EDTA é usado em produtos de<br />
consumo para complexar os íons metálico<br />
que catalisam reações de decomposição.
Tanto os átomos de N como os átomos<br />
de O coordenam-se ao metal.
NOMENCLATURA<br />
DOS COMPOSTOS DE<br />
COORDENAÇÃO
1. Para os sais, dê nome primeiramente ao<br />
ânion antes do cátion precedido da<br />
preposição “de”.<br />
Exemplo em [Co(NH [Co(NH3) 3) 5Cl]Cl 5Cl]Cl 2 damos nome<br />
ao Cl- antes do [Co(NH3) 5Cl] 2+<br />
Temos aqui o cloreto de ............
2. Dentro do íon complexo, os ligantes<br />
recebem os nomes (em ordem<br />
alfabética) antes do metal.<br />
3. Os ligantes aniônicos terminam em o e<br />
Os ligantes aniônicos terminam em o e<br />
os ligantes neutros são simplesmente<br />
o nome da molécula. Exceções: H 2O<br />
(aqua) e NH 3 (amino).
Exemplo: [Co(NH 3) 5Cl] 2+ é amino e cloro<br />
No entanto, são 5 amino: pentaamino<br />
Observe que a parte penta é um indicação<br />
Observe que a parte penta é um indicação<br />
do número de grupos NH 3 e<br />
conseqüentemente não é considerada na<br />
ordem alfabética dos ligantes.
4. O estado de oxidação do metal é dado<br />
em números romanos entre parênteses<br />
no final do nome do complexo.<br />
[Co(NH ) Cl] 2+<br />
[Co(NH3) 5Cl] 2+<br />
Cobalto (III)
[Co(NH 3) 5Cl]Cl 2<br />
Cloreto de pentaaminoclorocobalto (III)
5. Prefixos gregos são usados para indicar<br />
o número de ligantes (di-, tri-, tetra-,<br />
penta- e hexa-).<br />
Coloque então o nome do ligante entre<br />
parênteses e use bis-, tris-, tetrakis-,<br />
pentakis- e hexakis.<br />
Exemplo [Co(en) 3]Cl 3 é o cloreto de<br />
tris(etilenodiamino) cobalto(III).
A COR DOS COMPOSTOS<br />
DE COORDENAÇÃO
A cor de um complexo depende: do metal e<br />
de seu estado de oxidação.<br />
O [Cu(H2O) 6] 2+ azul claro pode ser<br />
convertido em [Cu(NH3) 6] 2+ azul escuro<br />
com a adição de NH NH3. 3.<br />
Geralmente necessita-se de um orbital d<br />
parcialmente preenchido para que um<br />
complexo seja colorido. Logo, íons<br />
metálicos d 0 normalmente são incolores.
Compostos coloridos absorvem luz visível.<br />
A cor percebida é a soma das luzes não<br />
absorvidas pelo complexo.<br />
Podemos determinar o espectro de<br />
absorção de um complexo, ou seja,<br />
verificar quais cores são absorvidas e<br />
quais as emitidas
O gráfico de absorção versus<br />
comprimento de onda é o espectro de<br />
absorção.
Por exemplo, o espectro de absorção para<br />
o [Ti(H 2O) 6] 3+ tem uma absorção máxima<br />
em 510 nm (verde e amarelo).<br />
Logo, o complexo transmite toda a luz,<br />
exceto a verde e a amarela.<br />
Portanto o complexo é violeta