a quÍmica dos compostos de coordenaÇÃopriebe.gil/aulas_014_arquivos/química... · o que é...

A QUÍMICA DOSCOMPOSTOS DECOORDENAÇÃOCOORDENAÇÃO

KCl + MgCl2 + 6H2O → KCl.MgCl2.6H2O (carnalita)

K2SO4 + Al2(SO4)3 + 24H2O → K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O (alúmen de potássio)

CuSO4 + 4NH3 + H2O → CuSO4.4NH3.H2OFe(CN)2 + 4KCN → Fe(CN)2.4KCN

a) Aqueles que em solução perdem sua identidade;b) Aqueles que em solução conservam sua identidade.

Sais Duplos e Sais Complexos

Uma solução aquosa de carnalita apresenta as propriedades dos íons K+, Mg2+ e Cl-.Analogamente, o alúmen de potássio em solução aquosa mostra as propriedades do K+, Al3+ e SO4

2-.

2- Estes compostos são chamados de sais duplos, ou adutos,

e só existem no estado sólido.

[Cu(NH3)4(H2O)2]2+ e o íons hexacianoferrato(II), [Fe(CN)6]4-.

O que é composto de coordenação?

Para que um ligante possa participar de

carga do complexo

Compostos formados por um íon metálico de transição (na

maioria dos casos) envolvido por átomos, moléculas ou grupos de

átomos (ligantes).

Um complexo pode ser catiônico,

aniônico ou neutro.

um complexo é fundamental que o mesmo

contenha pares eletrônicos disponíveis para

efetuar ligações coordenadas. X+/-

n

n+/-

ligantes

íon metálico

contraíon

Distribuição eletrônica nos átomos dos metais de transição

Sc

Ti

V

Cr

4p3d 4s

[Ar]3d14s2

[Ar]3d24s2

[Ar]3d34s2

[Ar]3d54s1Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

[Ar]3d 4s

[Ar]3d54s2

[Ar]3d64s2

[Ar]3d74s2

[Ar]3d84s2

[Ar]3d104s1

[Ar]3d104s2

Números de elétrons - d/estado de oxidação[Ar]3d54s2 [Ar]3d104s1

1º. Quantos elétrons estão contidos nos metais d?

- Contagem na tabela períódica Mn = 7 elétrons Cu = 11 elétrons

2º. Quantos elétrons foram perdidos? - estado de oxidação

RegraRegra: Os elétrons ss são os primeiros a serem perdidos

2º. Quantos elétrons foram perdidos? - estado de oxidação

Mn (VII) = 7 elétrons perdidos Cu(II) = 2 elétrons perdidos

3º. Quantos elétrons sobram? - subtração

Mn (VII) = 7-7 = não elétrons d = dº Cu(II) = 11-2 = 9 elétrons d = d9

elétrons de valência em um metal de transição = elétrons d

Ligação Coordenada?

Cada ligante doa ambos elétrons para a ligação com o centro metálico:

H

NH H

F

BF F+

NH H

F

BF F

NH H

F

BF F

H F

H

NH H

H

NH H

NH3BF3 H3N

_> BF3

= ligação coordenada ou dativa

L

L

L

L

L

L

Alfred Werner

Teoria de Werner (1893)

Prêmio Nobel 1913

reação entre cloreto de cobalto(III) e amônia = compostos de diferentes

+ Ag+ = 3 mol AgCl

+ Ag+ = 2 mol AgCl

+ Ag+ = 1 mol AgCl

+ Ag+ = 0 mol AgCl

CoCl3.6NH3 amarelo

CoCl3.5NH3 púrpura

CoCl3.4NH3 verde

CoCl3.3NH3

reação entre cloreto de cobalto(III) e amônia = compostos de diferentes

cores e comportamento diferente frente a íons Ag+.

Teoria de Werner (1893)

1. O metal está em um estado de oxidação particular (valência

primária)

2. O composto tem um número de coordenação (valência secundária).

3. Os ligantes estão coordenados ao metal via uma ligação que parece com

uma ligação covalente.

[Co(NH3)6]Cl3

3+

[Co(NH3)5Cl]Cl2

2+

[Co(NH3)4Cl2]Cl

+

[Co(NH3)3Cl3]

3 mol AgCl 2 mol AgCl 1 mol AgCl 0 mol AgCl

Medidas de condutividade

CrCl3.6H2O = 6 cargas (3Cl- dissociáveis) = 430 ΩΩΩΩ-1 cm2 mol-1

CrCl3.5H2O = 4 cargas (2Cl- dissociáveis) = 260 ΩΩΩΩ-1 cm2 mol-1

CrCl3.4H2O = 2 cargas (Cl- dissociável) = 110 ΩΩΩΩ-1 cm2 mol-1

[Cr(H2O)6]3+ 3Cl- [Cr(H2O)5Cl]2+ 2Cl- [Cr(H2O)4Cl2]+ Cl-

Teoria de Werner

Explicação para a ligação nos complexos: baseada nos ensaios:

Existência de 2 tipos de valência:

1) valência primária (dissociável)

2) valência secundária (não dissociável)

Ligações iônicas cátion complexo – ânion

Ligação coordenativa ligante – átomo ou íon metálico

[Cr(H2O)6]3+ 3Cl- [Cr(H2O)5Cl]2+ 2Cl- [Cr(H2O)4Cl2]+ Cl-

[Co(NH3)6]Cl3Valência primária: 3

Valência secundária: 6

O que é interessante

sobre os complexos de

atividade biológica

aplicaçõesmédicas

estados de oxidação

sobre os complexos de

metais de transição??

número de coordenação geometriacomportamento

magnético

cor

Sidgwick 1927 - modelo de ligação

Exemplo: [Co(NH3)6]3+

“base de Lewis"

NH3

3+

Co3++6

H

N

HH

“ácido de Lewis"

H3N

NH3

NH3

H3N

NH3

Complexos ou Compostos de Coordenação

Ácido de Lewis

+1 ou mais bases de

Lewis= complexocomplexo

ácido de Lewis = átomo ou íon central (receptor de pares de e-s)

bases de Lewis = ligantes ou moléculas neutras ou íons negativosbases de Lewis = ligantes ou

agentes complexantes (doadores

de pares de e-s)

moléculas neutras ou íons negativos

H2O, NH3, CO Cl-, OH-, CN-

número de coordenação = o número de ligantes que envolvem o

átomo do metal.

Por exemplo: no complexo

[Co(NH3)6]Cl3, o número deNH3

3+

Número de Coordenação

[Co(NH3)6]Cl3, o número de

coordenação é 6, pois existem 6

moléculas de amônia ligadas ao íon

cobalto(III).

Os ligantes representados fora dos

colchetes (Cl-) não fazem parte do

número de coordenação.

H3N

CoCoNH3

NH3

H3N

NH3

3 Cl-

Número de Coordenação e Geometria

princípio da eletroneutralidade

tamanho dos ligante

configuração mais estável dos orbitais d

Nota:

Geometria regular frequentemente está distorcida.

Aspectos estructurais de complexos multinucleares estão descritos pelos termos

usados para os centros metálicos individuais..

Número de coordenação = 2

linear (configuração eletrônica simétrica)

Cu(I), Ag(I), Au(I), Hg(II)

[Au(CN)2]-

180º

[AgCl2]-

180º

[CuCl2]-

180o

180º

Número de coordenação = 3trigonal planar

[Cu(CN)2]- C u

C N

CN

C uC

N

C u

C N

CN

C uC

N

[HgI3]-

120o

C N C N

n

Número de coordenação 4

109o

Geometria tetraédrica

Geometria quadrado planar

90o109

[PtCl4]2-

[AuBr4]-

[Co(CN)4]2-

90o

[CoCl4]2-

[MnO4]-

[NiCl4]2-

TiCl4

[CuCl4]2-

[Zn(NH3)4]2+

átomo central for pequeno e osligantes forem grandes (tais como Cl-,Br- e I-) ou oxoânions.


ML4n± ; nc = 4

Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes

arranjo tetraédrico arranjo quadrado planar

[NiCl4]2-

M

L ML

[Ni(CN)4]2-

Cisplatina [PtCl2(NH3)2]

Pt(II) quadrado planar

Número de coordinação 4

cis-isômero

primeiro de uma série de compostos de

coordenação de platina usados como drogas anti-

câncer : (Platinol-AQ)

tratamento de câncer por quimioterapia: são utilizados complexos cis de Pt por conseguirem se ligar ao DNA e ter efeito terapêutico.


A geometria de complexos penta-coordenados se situa entre bipirâmide

trigonal e pirâmide quadrada.

Pirâmide quadradaBipirâmide trigonal

axial

90o

120o

90o

axial

equatorial

A conversão entre isômeros com conformação de bipirâmide trigonal faz

com que um par de ligantes em posição equatorial passe a ocupar posições

axiais e vice-versa: Pseudorrotação de Berry

A diferença de energia entre as duas formas (bipirâmide trigonal e

pirâmide quadrada) é tão pequena, que o [Ni(CN)5]3- existe com as duas

simetrias no mesmo cristal.

É comum a existência de formas intermediárias.


A forma de pirâmide quadrada é encontrada em porfirinas

biologicamente importantes, onde o anel ligante força uma geometria

planar e o quinto ligante se situa acima do plano (ex: heme, uma

proteína de transporte de oxigênio).



Geometria octaédrica

Geometrica trigonal prismática

do metais

WMe6

Sc(OH2)6]3+

[Cr(NH3)6]3+

[Mo(CO)6]

[Fe(CN)6]4- 6[Fe(CN)6]4-

Complexos de Al3+ (r = 0,50 Å)

[AlF6]3-

r(F-) = 1,36 Å

[AlCl4]-

r(Cl-) = 1,81 Å

Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes

octaédrico

M

L

tetraédrico

M

L

Exemplos de Complexos de metais de transição

Rubi; Corundum

Al2O3 com impurezas de Cr3+

Safira; Corundum

Al2O3 com impurezas de

Fe2+ e Ti4+

Esmeralda; Beryl

AlSiO3 contendo Be com impurezas de Cr3+

Centro metálico octaédrico


Hemoglobina

O2

N

NN

N

OH2C

Fe

N R

Carrega o oxigênio no sangue

Complexo de metal de transição Fe-Profirina

Íon Fe(II) coordenação octaédrica


OH2C N R

OH2C


Octaédro mono-

encapuzado

[WBr3(CO)4)]-

(distocido)

comum em metais d mais pesados com altos nox

Bipirâmidal pentagonal

D5h

[ZrF7]3-

Prisma trigonal tetragonal/e

encapuzado

[TaF7]2-


antiprisma quadrado Na3[Mo(CN)8]Dodecaédro

(nBu4N)3[Mo(CN)8]3 8

Prisma trigonal tri-

encapuzado

[ReH9]2-


(nBu4N)3[Mo(CN)8]

Monodentado um átomo doador por ligante

Bidentado

Tipos de ligantes

Os ligantes podem apresentar mais de um átomo com elétrons

disponíveis para formar ligações coordenadas.

Bidentado dois átomos doadores por ligante

Tridentado três átomos doadores por ligante

Multidentado muitos átomos doadores por ligante

Ligante quelato: um ligante com ligações ao mesmo centro metálico com

mais de um átomo doador

Ligantes monodentados neutros e aniônicos

ligantes coordenados via um átomo doador e por uma

ligação σσσσ ao centro metálico.

amônia

C O

monóxido de

carbonoCN-

cianetoC N

Ph-

fenil

amônia

NH3

H2Oágua

PPh3

fosfina

P

NO-

nitrosoN O

N C

S

NC

Sisocianato NCS-

tiocianato SCN-

O HOH-

hidróxido

Xhaleto Hhidreto

Ligantes ππππ

os elétrons em uma mútipla ligação pode atuar como um par de elétrons

isolados:CH2H2C CRRC

CH

-

eta-dois eteno significa que C2H4 está coordenado via dois átomos ao metal

[PtCl3(ηηηη2-C2H4)]-

CH2

CH2

PtClCl

Cl

K+

Ligantes bidentados: 2 átomos doadores

ligantes quelatos se ligam fortemente ao centro metálico

1,2-diaminoetano =

etilenodiamina = en2,2'-bipiridina

bpyH2N NH2

N N

1,2-difenilfosfinaetanodppe

Ph2P PPh2

N N

1,10-fenantrolinaphen

acetato = ac-H3C

O

O

-O O

-

OO

oxalato = ox2-

Ligantes tridentados: três átomos doadores

dietilenotriamina: dien H2N NH NH2

Ligantes tetradentados: 4 átomos doadores

N

HNN

NH

porfinpiridina

N

HNN

NH

N

N

N

N

ftalocianamida

NH2

NH2

N

NH2

tris(2-aminoetil)amina

tren

tetraânion do ácido etilenodiaminatetraacético: EDTA

Ligantes multidentados

N NO

-

O--

O

-O

OO

OOO

HexadentadoO N

NO

O

O

M

O

O

O

O

[Co(EDTA)]-

Exercício: Quantos elétrons d tem o metal?

complexo N.O. de L N.O. de M no. d elétrons

[Cr2O7]2- - 2 +6 d0

[MnO ]- - 2 +7 d0[MnO4]- - 2 +7 d0

[Ag(NH3)2]+ 0 +1 d10

[Ti(H2O)6]3+ 0 +3 d1

[Co(en)3]3+ 0 +3 d6

[PtCl2(NH3)2] - 1, 0 +2 d8

[V(CN)6]4- - 1 +2 d3

[Fe(ox)3]3- - 2 +3 d5

OO

-O O-ox =

en =

NH2H2N

Praticando um pouco

Representação e nomenclatura

Composto de coordenação apresenta, normalmente um metal de

transição ao qual se coordenam ligantes, que podem ser iguais ou

diferentes.

Nomenclatura segundo norma da IUPAC

Complexo pode ser uma espécie neutra ou um íon (cátion ou ânion).

[Co(NH[Co(NH33))66]Cl]Cl33

Fórmula química do complexo: colocada entre colchetes:

Dentro dos colchetes escreve-se o símbolo do metal (átomo central)

e depois os seus ligantes, na seguinte ordem: 1º. ligantes negativos

(aniônicos); 2º. ligantes neutros (moléculas).

Representação e nomenclatura


Ligantes positivos (catiônicos) são muito raros, mas, caso exista, deverá

ser escrito por último, após os demais ligantes.

[CoCl2(NH3)4]+: ligante cloreto (negativo) foi escrito antes do ligante

amônia (neutro).

Nomenclatura Ligantes Neutros

Quando espécies químicas se encontram como ligantes

de compostos de coordenação, estes ligantes geralmente

recebem nomes especiais.

Espécie Nome da espécie Nome do ligante

H2O água aquaH2O água aqua

NH3 amônio amin ou amino

CO monóxido de carbono carbonil

NO monóxido de nitrogênio nitrosil

O2 oxigênio dioxigênio

N2 nitrogênio dinitrogênio

H2 hidrogênio hidro

Ligantes Aniônicos

Quando estes íons funcionam como ligantes, a

terminação "ETO" é substituída por "O"

Nomenclatura


F- fluoreto fluoroF- fluoreto fluoro

Cl- cloreto cloro

Br- brometo bromo

I- iodeto iodo

CN- cianeto ciano

Outros ligantes aniônicosNomenclatura

EspécieNome da espécie Nome do ligante

H- hidreto hidrido

OH- hidróxido hidroxo

O2- óxido oxoO2

óxido oxo

O22- peróxido peroxo

NH2- amideto amido

N3- nitreto nitreto

N3- azido azido

NH2- imido imido

OxiânionsNomenclatura


SO4- sulfato sulfato

CH3COO- acetato acetato

CH3COCHCOCH3- acetilacetonato acetilacetonato

C2O42- oxalato oxalato ou oxalo

Ligantes Ambidentados

Estes íons são assim chamados porque podem se ligar ao

metal de duas maneiras, através de átomos diferentes.

Nomenclatura

Espécie Nome da espécie Ligante Nome do ligante

SCN- tiocianato - SCN- tiocianato

SCN- tiocianato - NCS- isotiocianato

NO2- nitrito - ONO- nitrito

NO2- nitrito - NO2

- nitro

Ligantes catiônicos


NH4+ amônio amônio

H3NNH2+ hidrazínio hidrazínio

Outros ligantes


P(C6H5)3 trifenilfosfina trifenilfosfina (PPh3)*

NH2CH2CH2NH2 etilenodiamina etilenodiamina (en)

C5H5N piridina piridina (Py)

Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros

inicia-se pelo contra-íon (espécie representada fora dos

colchetes), se houver.

depois se escreve os nomes dos ligantes, em ordem alfabética: o nome

deve ser inteiro, sem separação por espaços ou hífens.

quando existirem vários ligantes iguais, usa-se o prefixo di, tri, tetra, penta,

por último coloca-se o nome do metal (átomo central), seguido pelo seu

estado de oxidação, em algarismos romanos e entre parênteses.

quando existirem vários ligantes iguais, usa-se o prefixo di, tri, tetra, penta,

hexa etc.

em complexos catiônicos, é freqüente o uso da palavra ÍON no começo do

nome. Exemplo: íon tetraminodiclorocobalto(III), porém pode ser omitido.

Para determinar o número de oxidação do metal basta

somar as cargas internas (ligantes dentro dos colchetes),

considerando que os ligantes neutros (moléculas), têm nº.

de oxidação = zero.

[CoCl2(NH3)4]+ = tetramindiclorocobalto(III)

Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros

[CoCl2(NH3)4] = tetramindiclorocobalto(III)

Nox do cobalto: Co + 2 Cl- + 4 NH3 = +1; Co -2 + 0 = +1; Co = +3

[Co(NO2)(NH3)5](NO3)2 = nitrato de pentaminnitrocobalto(III)

Nox do cobalto: Co + NO2- + 5 NH3 = +2; Co -1 + 0 = +2; Co = +3

[Ni(CO)4] = tetracarbonilníquel(0)

Nox do níquel: Ni + 4 CO = 0; Ni + 0 = 0; Ni = 0

Nomenclatura de complexos aniônicos

A nomenclatura dos complexos aniônicos é feita da

mesma forma, sendo o metal acrescido da terminação

"ATO".

[Ni(CN)4]2- = tetracianoniquelato(II)

Nox do níquel: Ni + 4 CN- = - 2; Ni - 4 = - 2; Ni = +2

[Fe(CN)6]3- = hexacianoferrato(III)

Nox do ferro: Fe + 6 CN- = - 3; Fe - 6 = - 3; Fe = +3

Complexo neutro:

[Pt(Py)4][PtCl4] = tetracloroplatinato(II) de tetrapiridinoplatina(II)

Nox da platina: 2 Pt + 4 Py + 4 Cl- = 0 2 Pt + 0 - 4 = 0 Pt = +2

Metal Nome do metal no complexo aniónico

Alumínio Aluminato

Cobalto Cobaltato

Cobre Cuprato

Crómio Cromato

Chumbo Plumbato

Estanho Estanato

Ferro FerratoFerro Ferrato

Manganês Manganato

Molibdénio Molibdato

Níquel Niquelato

Ouro Aurato

Prata Argentato

Tungsténio Tungstato

Zinco Zincato

Nomenclatura de complexos com ligantes em ponte

complexos com ligantes em ponte: normalmente usa-se a

letra grega µµµµ (mi) para indicar um ligante em ponte.

quando esse ligante (L) está ligado a partes iguais (M - L - M), usa-se

prefixos como bis, tris, tetraquis etc para indicar o número de partes

NH2

OH

Co(en)2(en)2Co (SO4)2

sulfato de µµµµ-amido-µµµµ-hidroxo-bis[etilenodiaminacobalto(III)]

Nox do Co: 2 Co + 2 en + NH2- + OH- = + 4; 2 Co + 0 -1 -1 =+ 4; Co = +3

iguais existentes.


Prefixo (nº de ligantes) +

Nome do ligante + Nome do metal (+

terminação)nº de oxidação do

metal+

Nomenclatura - Resumo

Ordem no nome: nomeia-se os ligantes em ordem alfabética independentemente

da carga.

Terminação: Para complexos neutros ou catiônicos= nome do metal inalterado.

Para complexos aniônicos = adiciona –se ao nome do metal a terminação ato.

Número de oxidação do metal = é indicado em algarismos romano

da carga.

Ordem na fórmula: metal + ligantes: 1º. aniônico, 2º neutro. Prefixos: bi, tri, tetra,

penta, hexa.


Nomenclatura - Resumo

Nomes usuais

Nome do ligante: alguns recebem nomes especiais: NH3 = amin; Cl- = cloro; H2O =

aqua; F- = fluoro; CN- = ciano; CO = carbonil; NO = nitrosil.

[Co(en)3]3+ = tris(etilenodiamina)cobalto(III)

bis, tris, tetrakis, hexakis (para indicar o número de partes iguais existentes no

complexo).

OH

OH

OH

Co(NH3)3(NH3)3Co

3+

µµµµ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(III)]

Nomenclatura - Exemplos

µµµµ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(III)]

Nox do Co: 2 Co + 6 NH3 + 3 OH- = + 3; 2 Co + 0 - 3 =+ 3; Co = + 3

NH2

O

Fe(CN)2(CO)2(NH3)4Co Cl2

cloreto de µµµµ -amido-µµµµ-oxodicarbonildicianoferrato(III)tetraminocobalto(III)

[Cd(SCN)4] 2+ = Tetratiocianatocádmio(II)

[Zn(NCS)4] 2+ = Tetraisotiocianatozinco(II)


[(NH3)5Cr -OH- Cr(NH3)5] Cl5 = Cloreto de µµµµ-hidroxo-bis[pentaminocromo(III)

NH4 [Co(SO3)2(NH3)4] = Tetraaminodissulfitocobaltato(III) de amônio

Cis - [PtCl2(Et3P)2] = Cis-diclorodi(trietilfosfino)platina (II)

[Co(H2O)6]2+ = hexaaquacobalto(III)

[CoCl4]2- = tetraclorocobaltato(II)

[Ni(CO)4] = tetracarbonilníquel(0)

[Ag(NH ) ]+ = diaminprata(I)


[Ag(NH3)2]+ = diaminprata(I)

[Al(OH)4]- = tetrahidroxialuminato(III)

NCS- =isotiocianato e SCN- = tiocianato

[Co(ONO)(NH3)5]2+ = pentaaminnitritocobalto(III) ONO- = nitrito

NO2- = nitro

K4[Fe(CN)6] :

[CoCl2(NH3)4]Cl:

[Cr(en)3]Cl3 :

[CrCl2 (H2O)4]Cl :

Hexanitrocobaltato(III) de sódio?

Nitrato de diclorobis(etilenodiamina)platina(IV)?

Número Atômico Efetivo (NAE)

regra do NAE,, proposta por Sidgwick: prever a

estabilidade de vários compostos de coordenação, existem

inúmeras exceções a esta regra.

" Num complexo há adição de ligantes até que o número de elétrons do" Num complexo há adição de ligantes até que o número de elétrons do

metal, somado aos elétrons cedidos pelos ligantes seja igual ao número

atômico do gás nobre seguinte da tabela periódica "

[Ni(CO4)]: Ni: Z=28 Ni(0) = 28 elétronsCO: doa 2 elétrons (2 x 4 = 8)NAE: 28 + 8 = 36 (Kr)

Exemplos: Número Atômico Efetivo (NAE)

[Co(NH3)6]3+: Co: Z=27 Co(III) = 24 elétrons

NH3: doa 2 elétrons (2 x 6 = 12)

NAE: 24 + 12 = 36 (Kr)

[Fe(CN)6]4-: Fe: Z=26 Fe(II) = 24 elétrons

CN: doa 2 elétrons (2 x 6 = 12)

NAE: 24 + 12 = 36 (Kr)

[Mo(PCl3)3(CO)3]: Mo: Z=42 Mo(0) = 42 elétrons

PCl3: doa 2 elétrons (2 x 3 = 6)

CO: doa 2 elétrons (2 x 3 = 6)

NAE: 42 + 6 + 6 = 54 (Xe)

Número Atômico Efetivo de Alguns Metais em Complexos

Átomo Z Complexo No de Elétrons No de Elétrons NAE Gás Nobre

perdidos na ganhos na

formação do íon Coordenação

Fe 26 [Fe(CN)6]4- 2 12 36 Kr

Co 27 [Co(NH3)6]3+ 3 12 36 KrCo 27 [Co(NH3)6]3+ 3 12 36 Kr

Ni 28 [Ni(CO)4] 8 36 Kr

Cu 29 [Cu(CN)4]3- 1 8 36 Kr

Pd 46 [Pd(NH3)6]4- 4 12 54 Xe

Pt 78 [PtCl6]2- 4 12 86 Rn

Cr 24 [Cr(NH3)6]3+ 3 12 33

Fe 26 [Fe(CN)6]3- 3 12 35

Ni 28 [Ni(NH3)6]2+ 2 12 38

Pd 46 [PdCl4]2- 2 8 52

Pt 78 [Pt(NH3)4]2+ 2 8 84

e.g. NH3, H2O, OH-, CO32-

Átomos doadores pequenos

Eletronegativos

Não muito polarizável

Átomos doadores duros

CO, PPh3, C2H4, SRH, CN-, SCN-

Átomos doadores grandes

Menos eletronegativos

Facilmente polarizáveis

Átomos doadores moles

complexos

e.g. Fe(III), Mn(II), Cr(III)

Metais pequenos (1a. Série)

Alto estado de oxidação

Metais “Duros"

e.g. Ag(I), Cu(I)

Metais grandes (2a. e 3a. séries)

Baixo estado de oxidação

Metais moles

Complexos fortes Complexos fortes

fracos

Favorecem a formação de complexos:

a) íons pequenos de carga elevada e orbitais vazios de energia adequada;b) atendimento à regra do NAE;c) aquisição de uma forma geométrica simétricac) aquisição de uma forma geométrica simétricad) uma elevada EECC

a quÍmica dos compostos de coordenaÇÃopriebe.gil/aulas_014_arquivos/química... · o que é...

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