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Aula 16

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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

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