compostos de coordenação - nomenclatura

Ótom Anselmo de Oliveira

Ademir Oliveira da Silva

Diversidade Química do AmbienteD I S C I P L I N A

Autores

aula

07

História e nomenclatura dos compostos de coordenação

Aula 07 Diversidade Química do Ambiente

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Silva, Ademir Oliveira da.

Diversidade química do ambiente / Ademir Oliveira da Silva, Otom Anselmo de Oliveira. – Natal, RN, :

EDUFRN, 2006.

292 p. : il

1. Ácidos 2. Óxidos. 3. Sais. 4. Complexos. I. Oliveira, Otom Anselmo. II. Título.

ISBN 978-85-7273-333-5 CDU 54-31RN/UF/BCZM 2006/85 CDD 661.2

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Apresentação

Nesta aula, iniciaremos os estudos dos compostos de coordenação, abordando aspectos históricos e apresentando as regras usadas para representação através de fórmulas e nomenclatura de tais compostos.

Esses compostos podem ser iônicos ou não iônicos, e as espécies químicas coordenadas que os constituem podem ser definidas como espécies formadas por um átomo central (que geralmente é um metal) ligado por meio de ligações coordenativas a um conjunto de íons, moléculas ou átomos, formando estruturas catiônicas ou aniônicas – como o [Cu(NH3)4]

2+ e o [Fe(CN)6]

4– – ou estruturas não iônicas – como o [F3BNH3] e o [Zn(NH3)2Cl2].

Quando essas espécies são iônicas, recebem a denominação genérica de íons complexos, em virtude da complexidade das suas fórmulas, e os sais formados por esses íons – como o [Cu(NH3)4]Cl2 e o K4[Fe(CN)6], por exemplo – são chamados de sais complexos. Quando as espécies coordenadas são neutras – como o [F3BNH3] e o [Zn(NH3)2Cl2] –, recebem a denominação genérica de adutos.

Nas interações entre os constituintes dos íons complexos ou dos adutos, o átomo central quase sempre funciona como ácido de Lewis, enquanto os grupos a ele ligados funcionam como bases de Lewis, e essas bases recebem a denominação genérica de ligantes.

Pelas particularidades que os compostos de coordenação apresentam, o seu estudo (que ora se inicia) continuará até a aula 15 desta disciplina, e logo você perceberá a importância desse tipo de composto em laboratório ou em processos que acontecem na natureza.

ObjetivosAo concluir esta aula, você deverá conhecer aspectos históricos importantes sobre os compostos de coordenação, descrever os seus constituintes e algumas das suas propriedades gerais, e aplicar as regras utilizadas para se formular e nomear esses compostos.

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GeneralidadesOs compostos de coordenação estão presentes num número incalculável de reações

que ocorrem em temperaturas não muito elevadas e, para se ter uma idéia da importância destes, basta dizer que:

n a respiração, ou seja, a troca do gás carbônico pelo oxigênio no organismo, tem como responsável maior a hemoglobina – o pigmento vermelho do sangue – que é um complexo que tem o ferro (II) como elemento central;

n a fotossíntese, um dos processos vitais para os vegetais e, indiretamente, para os seres vivos em geral, é feita pela clorofila (a qual, entre outros aspectos, aparece como o pigmento verde das plantas), que também é um complexo cujo elemento central é o magnésio;

n a produção do polietileno, que é um dos plásticos mais usados no mundo, seria inviável se os catalisadores de Ziegler-Natta (compostos de coordenação capazes de polimerizar o eteno) não tivessem sido criados.

Esses fatos, associados a outros de grande importância para a sociedade, fizeram com que a maior parte dos trabalhos realizados sobre Química Inorgânica em décadas recentes tivesse como tema os compostos de coordenação.

Tais estudos, juntamente com outros realizados ao longo do tempo, mostraram que as propriedades desses compostos variam bastante, verificando-se, por exemplo, que:

a) quando em solução, alguns se dissociam em suas espécies constituintes, enquanto outros permanecem com seus ligantes ligados aos metais;

b) na forma pura, alguns são estáveis apenas a baixas temperaturas, enquanto outros mantêm suas identidades mesmo a altas temperaturas, podendo até serem volatilizados;

c) alguns dos compostos que têm elementos de transição como átomo central são paramagnéticos, enquanto aqueles que têm elementos representativos como átomo central são sempre diamagnéticos;

d) muitos dos compostos que são formados pelos metais de transição são coloridos (o fenômeno do aparecimento de cores será estudado na aula 10 desta disciplina – Teoria do campo cristalino – TCC), enquanto os formados pelos elementos representativos são brancos.

Apesar dessas diferenças, existe suficiente convergência nos métodos de preparação, nas estruturas e no comportamento químico, o que permite estudar esses compostos como constituintes de uma classe de substâncias. Continuaremos a fazer isso nesta disciplina, abordando os diversos temas e seguindo a ordem cronológica das suas ocorrências, sempre que possível.

paramagnéticos

O paramagnetismo indica a existência de elétrons

desemparelhados, o que pode acontecer nos elementos de

transição.

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Um pouco de história sobre os compostos de coordenação

Não existe consenso entre os historiadores da Química sobre a data de descoberta do primeiro composto de coordenação. No entanto, se os corantes à base de alizarina forem considerados como compostos de coordenação, essa descoberta remonta aos

tempos bíblicos. Se a referência for descrição com base em conhecimentos mais consistentes, o primeiro composto de coordenação passa a ser um sal do íon tetramincobre(II), [Cu(NH3)4]

2+

, descrito por Andréas Libau, ou Libavius (1540-1616), em 1597, no livro Alchemia de sua autoria, que é considerado o primeiro texto de Química. Existem, ainda, alguns estudiosos que consideram o azul da Prússia, Fe4[Fe(CN)6]3, sintetizado por Diesbach em 1704, como o primeiro composto de coordenação a ter sua síntese reportada.

Porém, os primeiros compostos de coordenação sintetizados e estudados sistematicamente foram o [P d(NH3)4][P dCl4], o [Co(NH3)6]2(C2O4)3], o K3[Fe(CN)6] e o [Pt(NH3)4][PtCl4], descobertos, respectivamente, em 1813, 1822, 1822 e 1928.

A descrição desses compostos despertou bastante interesse, motivando muitos pesquisadores a iniciarem estudos sobre compostos desse tipo. Como resultado, os químicos começaram a definir métodos de síntese e a descrever algumas propriedades de tais compostos. Porém, a princípio, tanto a ocorrência como as propriedades observadas pareciam fatos isolados e, muitas vezes, eram discordantes de um composto para outro.

Na primeira fase dos estudos, no século XIX, químicos de renome, como Gustav Magnus, Willian C. Zeise, Thomaz Grahan, Carl E. Claus, Christian W. Blonstrand e Sophius Jorgensen, realizaram vários trabalhos sobre compostos de coordenação. Em 1856, com um trabalho mais sistemático, Oliver Wolcot Gibbs e Fraderick Augustus Genth publicaram uma monografia descrevendo 35 compostos amino-cobálticos inéditos até então. Assim, foram sendo acumuladas informações que levaram os químicos a perceber que os compostos de coordenação integravam uma classe especial de substâncias.

Nessa época, os químicos tinham como uma de suas preocupações explicar como os átomos se ligavam para formar as substâncias, do que resultou a criação da teoria da valência (estudada na aula 8 da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular – Ligações químicas: como se formam). Nesse contexto, os compostos de coordenação passaram a ser vistos como um importante campo de estudo para o entendimento da ligação química. Com isso, muitos químicos, entre os quais Berzerlius e Kekulé, dedicaram-se ao estudo desses compostos na tentativa de elaborar teorias capazes de explicar suas formações e propriedades.

Um dos aspectos que chamava atenção era o desacordo desses compostos com relação às regras de valência que estavam em consolidação naquela época. Isso tornava os estudos sobre tais compostos particularmente desafiadores para os químicos, tanto sob o ponto de vista experimental quanto teórico, e foi daí que surgiu o termo complexo para designar essa classe de compostos.

valência

Lembre-se de que, atualmente, valência é um termo mais usado com significação qualitativa – como nível ou orbitais de valência – do que no sentido quantitativo, muitas vezes, usado de forma equivocada até para se referir ao número de oxidação de um elemento.


NOME FÓRMULA INICIAL FÓRMULA ATUAL

Sal verde de Magnus PtCl2.2NH3 [Pt(NH3)2Cl2]

Sal de Zeise PtCl2.KCl.C2H4 K[Pt(C2H4)Cl3]

COMPOSTOS COR NOMES

CoCl3.6NH3 Amarelo Cloreto luteocobáltico

CrCl3.6NH3 Amarelo Cloreto luteocrômico

CoCl3.5NH3 Púrpura Cloreto purpureocobáltico

CrCl3.5NH3 Púrpura Cloreto purpureocrômico

CoCl3.4NH3 Violeta Cloreto violeocobáltico

Esses desafios levaram muitos cientistas a estudar os compostos de coordenação especialmente a partir da segunda metade do século XIX, acumulando informações das quais resultaram as primeiras teorias sobre as ligações e as propriedades desses compostos antes do final daquele século.

Um pouco mais sobre os primórdios da química de coordenação

A maioria dos primeiros complexos foi preparada através de reações entre sais metálicos e amônia (formando-se os amino-complexos). No entanto, logo se verificou que muitas outras espécies químicas podiam ser usadas em sínteses de compostos

dessa natureza. Assim, foram preparados muitos complexos de CN–, NO2–, NCS– e Cl– com

sais de cobalto, cromo e platina, entre outros.

Uma das primeiras formas para se nomear esses compostos consistiu em dar-lhes os nomes dos químicos que os prepararam, como é mostrado nos dois exemplos seguintes:

Com o aumento do número de compostos de coordenação sintetizados, logo tornou-se inviável essa forma de nomeá-los e surgiu a idéia de denominá-los de acordo com as suas cores. Isso ocorreu ao se observar que, algumas vezes, compostos de mesma estequiometria apresentam cores iguais, como acontece nos casos seguintes:

No entanto, logo se verificou que as cores não poderiam ser usadas como regra para nomear tais compostos, visto que, além do número destes ser cada vez maior, muitos deles, mesmo tendo composições diferentes, apresentam cores iguais. Noutros casos, espécies de composição semelhante, e até mesmo isômeros, apresentam cores diferentes entre si. Como exemplo, tem-se o [Co(NH3)4]Cl3, que existe nas cores violeta e verde.


Tabela 1 – Condutâncias de alguns tipos de eletrólitos em solução aquosa

Fórmula Empírica Condutância Molar* Número de íons Fórmula de Werner

NaCl 124 2 NaCl

CaCl2 261 3 CaCl2

LaCl3 393 4 LaCl3

PtCl4.6NH3 523 5 [Pt(NH3)6]Cl4

PtCl4.5NH3 404 4 [Pt(NH3)5Cl]Cl3

PtCl4.4NH3 229 3 [Pt(NH3)4Cl2]Cl2

PtCl4.3NH3 97 2 [Pt(NH3)3Cl3]Cl

PtCl4.2NH3 0 0 [Pt(NH3)2Cl4]

PtCl4.NH3.KCl 109 2 K[Pt(NH3)Cl5]

PtCl4.2KCl 256 3 K2[PtCl6]

*Valores das condutâncias em ohm-1.cm-1.mol-1.

Outra observação feita logo nos primeiros estudos foi que, além das cores, outras propriedades também variam com a estequiometria. Por exemplo: sabe-se que o íon Ag+ é um agente indicador da presença do íon cloreto em soluções aquosas. Porém, ao se fazer reagir soluções de AgNO3 e CoCl3.3NH3 não ocorre precipitação. Já com solução de CoCl3.4NH3, precipita-se um dos três cloretos; com solução de CoCl3.5NH3, precipitam-se dois e, se a solução for de CoCl3.6NH3, os três cloretos são precipitados.

Isso indicava que os cloretos se ligam ao íon Co+3 de formas diferentes nos quatros compostos e que, num mesmo complexo, alguns se ligam mais fortemente do que outros. Esses fatos foram utilizados por Alfred Werner (1866-1919) na criação de uma teoria que explica razoavelmente as estruturas e algumas propriedades dos compostos de coordenação, elaborando para isso os conceitos de valência primária e valência secundária.

Outra propriedade importante sobre os compostos de coordenação (ainda muito utilizada) é a condutividade das soluções desses compostos. Nesse caso, o que se observa é que as condutâncias das soluções variam de um composto para outro, dependendo das concentrações dos íons livres produzidos por tais compostos. Assim, compostos que se dissociam liberando dois, três ou quatro íons – como os sais NaCl, MgCl2 e Co(NO3)3 – produzem soluções cujas condutâncias molares ( M) ficam próximas, respectivamente, de 120, 260 ou 390 ohm−1.cm−1.mol−1.

Para os compostos de coordenação, essa correlação também é válida. Como conseqüência, pode-se dizer que, nos complexos apresentados na Tabela 1, as coordenações se fazem entre as espécies colocadas dentro dos colchetes, conforme está indicado na coluna da direita, pois só assim se justificariam os valores das condutâncias molares observadas.

valência primária e valência secundária

Em termos das conceituações atuais, a valência primária relaciona-se ao estado de oxidação e a valência secundária, ao número de coordenação.

Um aspecto relevante em estudos de compostos de coordenação em solução são as interações do soluto com o solvente que, dependendo das suas intensidades, podem mascarar as interpretações que se deseje fazer sobre o soluto. A água, em particular,


Tabela 2 – Condutâncias de alguns solventes para quatro tipos de eletrólitos

SolventeTipo de eletrólito

1:1 1:2 ou 2:1 1:3 ou 3:1 1:4 ou 4:1

Nitrometano 75 – 95 150 – 180 220 – 260 290 – 330

Nitrobenzeno 20 – 30 50 – 60 7 – 82 90 – 100

Acetona 100 – 140 160 – 200 270 – ? 360 – ?

Acetonitrila 120 – 160 220 – 300 340 – 420 500 – ?

Dimetilformamida 65 – 90 130 – 170 200 – 240 300 – ?

Metanol 80 – 115 160 – 220 290 – 350 450 – ?

Etanol 35 – 45 70 – 90 120 – ? 160 – ?

Faixas de valores das condutâncias em ohm-1.cm-1.mol-1. As interrogações indicam limites de valores imprecisos para as condutâncias.

apesar de ser um excelente solvente, em certos estudos sobre compostos de coordenação, apresenta como desvantagem o fato de ser razoavelmente coordenante e, por isso, competir com os ligantes do composto. Além disso, a água é susceptível à hidrólise ácida ou básica por interação com várias espécies químicas e, muitas vezes, não dissolve determinados compostos. Por motivos como esses, freqüentemente, usa-se solventes não aquosos para estudos de condutividade de compostos de coordenação.

Procurando identificar os melhores solventes para esses estudos, W. L. Geary analisou as propriedades (incluindo a toxicidade) de vários deles e, em 1971, publicou um artigo no qual indica os melhores solventes orgânicos e as condições operacionais mais adequadas para se fazer medidas de condutância em soluções de compostos de coordenação.

Nos seus trabalhos, Geary investigou a capacidade de coordenação dos solventes – que deve ser baixa para não competir com os ligantes – e as faixas de concentração mais adequadas para as medidas, concluindo que estas devem ser próximas de milimolar. Ele estabeleceu, ainda, as faixas de condutância para cada tipo de eletrólito em diversos solventes, obtendo resultados como os apresentados na Tabela 2.

Muitas outras particularidades sobre os compostos de coordenação foram observadas, e o conjunto destas possibilitou a criação de teorias para se explicar ou fazer previsões sobre a formação, sobre os mecanismos de ligação metal-ligante e sobre muitas das propriedades químicas e físicas de compostos já existentes ou ainda inéditos.

Analisados esses aspectos, vamos desenvolver algumas atividades para consolidar os conhecimentos sobre o assunto já discutido. Em seguida, passaremos às regras de nomenclatura utilizadas para formular e nomear os compostos de coordenação.

Aula 07 Diversidade Química do Ambiente Aula 07 Diversidade Química do Ambiente 7

Atividade 1

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Faça uma exposição sobre os compostos de coordenação, definindo-os; descrevendo os seus constituintes e o comportamento ácido/base desses constituintes; e citando, também, algumas das suas propriedades.

Até próximo ao final do século XIX, parecia estranho para os químicos que compostos como CoCl3 e NH3 (entre outros que tinham suas valências completas) se ligassem formando novos compostos. Você acha que, para os conhecimentos da época, essa estranheza era natural? E para você, hoje, essas combinações parecem estranhas? Justifique suas respostas.

Foi dito que o AgNO3 é um reagente identificador de íons cloreto em solução aquosa. Sabendo disso, você consegue entender por que em reações do CoCl3.3NH3 com AgNO3 não ocorre precipitação de AgCl, enquanto em reações de um mol de CoCl3.4NH3, de CoCl3.5NH3 ou de CoCl3.6NH3 com AgNO3 podem se precipitar, respectivamente, um, dois e três moles de AgCl?

A condutividade elétrica de uma solução é tanto maior quanto maior for a concentração de íons presentes na solução. É por isso que em soluções de NaCl, CaCl2 e LaCl3, a condutividade aumenta do primeiro para o terceiro. Por razão semelhante, as condutividades das soluções de CoCl3.3NH3, CoCl3.5NH3 e de CoCl3.6NH3 passam de aproximadamente zero no primeiro para cerca de 400 ohm−1.cm−1.mol−1 no último. Procure explicar por que isso acontece.

Agora observe os dados da Tabela 2. Já viu? Então, explique qual a correlação entre as faixas de condutâncias molares e os tipos de eletrólitos.


NH3 - amino

M NH3

C2H8N2 - etilenodiamino

BidentadoMonodentado

M-EDTAEDTA - Etilenodiamintetracetato

Hexadentado

H2N

H2N

M

CH2

CH2

O

O OO O

OO

O

NM

NC

C

Regras para nomenclatura dos compostos de coordenação

A nomenclatura dos compostos de coordenação é feita por um conjunto de regras que tem como objetivo expressar suas composições, os estados de oxidação dos átomos centrais e alguns aspectos estruturais relativos a tais compostos.

Como existe um número razoável de particularidades, vamos, passo a passo, analisar cada regra para que você possa compreendê-las e usá-las com facilidade na nomeação dos compostos de coordenação.

LigantesOs ligantes geralmente funcionam como bases de Lewis e podem se ligar ao átomo

central através dos seus átomos que possuam pares de elétrons disponíveis para fazer ligações coordenativas.

A classificação mais geral que se pode fazer sobre os ligantes relaciona-se ao número de ligações que eles estabelecem com os átomos centrais, o que pode ocorrer de várias maneiras, como é ilustrado na Figura 1. Assim, se a coordenação se faz, apenas, através de um átomo, o ligante é do tipo monodentado, como acontece com Cl–, Br–, H2O, NH3, C5H5N (piridino). Se a coordenação se faz por dois ou mais átomos, o ligante é do tipo polidentado ou, mais especificamente: bidentado, quando existem dois átomos coordenantes, como o NH2CH2CH2NH2 (etilenodiamino) e o C10H8N2 (dipiridino); tridentado, se existem três átomos coordenantes, como a propilenotriamina, e assim por diante.

Figura 1 – Ligantes monodentado, bidentado e hexadentado

Além dessa classificação geral, existem várias regras de nomenclatura que são apresentadas a seguir, juntamente com exemplos bem representativos dos principais grupos de ligantes.


Espécies Nome do íon Nome do ligante

F– Fluoreto Fluoro

Cl– Cloreto Cloro

Br– Brometo Bromo

I– Iodeto Iodo

CN– Cianeto Ciano

NH2– Amideto Amido


OH– Hidróxido Hidroxo

O2– Óxido Oxo

O22– Peróxido Peroxo


CO32– Carbonato Carbonato

NO3– Nitrato Nitrato

SO42– Sulfato Sulfato

C2O42– Oxalato Oxalato

CH3COO– Acetato Acetato

CH3COCHCOCH–3 Acetilacetonato Acetilacetonato (acac)

Espécies Nome do radical Nome do ligante

CH3 Metil Metil (Me)

C2H5 Etil Etil (Et)

C6H5 Fenil Fenil (Ph ou φ)

C5H5 Ciclopentadienil Ciclopentadienil (Cp)

a) Os ânions terminados em eto, como haletos e cianetos, quando estão funcionando como ligantes, trocam o sufixo eto por o.

b) Alguns ânions terminados em ido trocam o sufixo ido por o.

c) A maioria dos ânions conserva seus nomes usuais.

d) Os radicais derivados de hidrocarbonetos mantêm os seus nomes.

Por conveniência, para calcular o número de oxidação dos átomos centrais das espécies coordenadas presentes nos complexos, radicais como esses, ou outros similares, quase sempre são considerados como aniônicos.

Aula 07 Diversidade Química do Ambiente�0 Aula 07 Diversidade Química do Ambiente

Espécies Nome da substância Nome do ligante

C5H5N Piridina Piridino (Py)

C10H8N2 Dipiridina Dipiridino (Dipy)

C2H8N2

P(C6H5)3

EtilenodiaminaTrifenilfosfina

Etilenodiamino (En)Trifenilfosfino (PPh3 ou Pφ3)

Espécies Nome da substância Nome do ligante

H2O Água Áquo

NH3 Amônia Amino ou Amin

CO Monóxido de carbono Carbonil

NO Monóxido de nitrogênio Nitrosil

O2 * Oxigênio (molecular) Dioxigênio

N2 * Nitrogênio (molecular) Dinitrogênio

H– Hidreto Hidrido

(*) Nas fórmulas, esses ligantes devem ser escritos entre parênteses.


M__SCN– Tiocianato Tiocianato

M__NCS– Tiocianato Isotiocianato

M__ONO– Nitrito Nitrito

M__NO–2 Nitrito Nitro

e) Alguns ligantes moleculares com nomes terminados em a conservam os nomes, trocando o a por o.

Nomenclatura e fórmulas de espécies neutras ou catiônicas

Para se escrever fórmulas de espécies coordenadas catiônicas ou neutras, em primeiro lugar, escreve-se o símbolo do átomo ou íon central. Em seguida, escreve-se os símbolos dos ligantes com os respectivos coeficientes. Nas fórmulas, as espécies coordenadas são escritas entre colchetes e os ligantes poliatômicos são escritos entre parênteses.

f) Outros ligantes recebem nomes específicos, sem seguir regras.

g) Em ligantes ambidentados, os nomes dependem do átomo coordenante.

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Fórmulas Nomes

[AuCl2]– Dicloroaurato(I)

[Pt(CN)4]2– Tetracianoplatinato(II)

[Mn(CO)5]– Pentacarbonilmanganato(I)

[Fe(SCN)6]3– Hexatiocianatoferrato(III)

[UF7]3– Heptafluorouranato(IV)

[V(CO)6]– Hexacarbonilvanadato(I)

Fórmulas Nomes

[Ag(NH3)2]+ Diaminprata(I)

[Co(NH3)6]3+ Hexamincobalto(III)

[Cr(H2O)6]3+ Hexaquacromo(III)

[Fe(C5H5)2] Biciclopentadienilferro(0) – Ferroceno

[Mn(CO)6]+ Hexacarbonilmanganês(I)

[Ni(CO)4] Tetracarbonilníquel(0)

Para nomear essas espécies, primeiro nomeiam-se os ligantes. Depois, o átomo central e, finalmente, o seu número de oxidação entre parênteses.

bis, tris, tetraquis, pentaquis

O uso dos prefixos bis, tris, tetraquis etc., para indicar o número de determinados grupos num composto em lugar de bi (ou di), tri, tetra etc., tem a finalidade de evitar “gagueira”. Por exemplo: triclorotritrimetilcromo(III).

Nessas designações, é observado o seguinte procedimento:

a) usam-se os prefixos di, tri, tetra, penta etc., para indicar o número de ligantes idênticos presentes;

b) se o nome do ligante já inclui um prefixo, como etilinodiamino ou trifenilfosfino, em lugar de di, tri, tetra, penta etc., usa-se bis, tris, tetraquis, pentaquis etc., para indicar o número de ligantes idênticos;

c) o número de oxidação da espécie central é indicado por algarismos romanos entre parênteses;

d) não se deixam espaços vazios entre as palavras nem entre o nome do elemento central e o seu estado de oxidação;

e) em complexos catiônicos ou neutros, a espécie central conserva seu nome inalterado;

f) não é necessário explicitar se o complexo é catiônico ou não.

Espécies aniônicas com um só tipo ligante

A única diferença em relação ao caso anterior é que em complexos dessa natureza o elemento central recebe a terminação ato. Exemplos:

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Fórmulas Nomes

[Ir(NH3)4Cl2]+ Tetramindicloroirídio(III)

[Co(an)3Cl3] Triacetonitrilatriclorocobalto(III)

[ZnCl2(dmf)2] Diclorobis(dimetilformamida)zinco(II)

[CdBr3(H2O)3]- Tribromotriaquocadmiato(II)

[Ir(CO)Cl(Pφ3)2] Carbonilclorobis(trifenilfosfino)irídio(I)

Fórmulas Nomes

mer-[RuCl3(Pet3)3] mer-triclorotris(trietilfosfino)rutênio(III)

fac-[RuCl3(Pet3)3] fac-triclorotris(trietilfosfino)rutênio(III)

cis-[Pt(NH3)2Cl2] cis-diaminodicloroplatina(II)

trans-[Pt(NH3)2Cl2] trans-diaminodicloroplatina(II)

K[Co(CO)4] Tetracarbonilcobaltato(I) de potássio

[Fe(CO)5] Pentacabonilferro(0)

[Ni(CO)4] Tetracarbonilníquel(0)

[Co(ONO)(NH3)5]Cl2 Cloreto de pentaminitritrocobalto(III) *

[Co(NO2)(NH3)5]Cl2 Cloreto de pentaminitrocobalto(III) **

[Cr(NH3)6][CuCl5] Pentaclorocuprato(II) de hexamincromo(III)

* Composto vermelho instável** Composto amarelo, formado a partir do isômero vermelho

Espécies com ligantes diferentesSe existem ligantes diferentes num mesmo composto de coordenação, na fórmula e no

nome, esses ligantes são colocados em ordem alfabética.

Indicação de isômerosPara nomeação de isômeros, coloca-se, antes do nome ou da fórmula, o prefixo

indicativo do tipo do isômero, escrito em itálico ou sublinhado, seguido de um hífen.

Ligantes em ponteExistem compostos com dois ou mais centros de coordenação e com um ou mais

ligantes fazendo pontes entre as espécies centrais. Esses ligantes são indicados pela letra µ, seguida do seu nome. Se houver duas ou mais pontes iguais, estas são indicadas pelos prefixos di-µ, bis-µ, tri-µ, tris-µ etc.


Fórmulas Nomes

[(CO)5Cr-H-Cr(CO)5]- µ-hidrido-bis[(pentacarbonilcromato(0))]

H

O

O

[(H2O)4Fe Fe(H2O)4]2+

H

di-µ-hidroxo-bis [tetraquoferro(II)]

O2

NH2

[(NH3)4Co Co(NH3)4]3- µ-peroxo-µ-amido-bis

[tetramincobaltato(III)]

Fórmulas Nomes

[Co(NH3)6]Cl3 Cloreto de hexaminocobalto(III)

[Cu(NH3)4(H2O)2]SO4 Sulfato de tetramindiaquocobre(II)

K2[PtCl6] Hexacloroplatinato(IV) de potássio

Fe[Fe(CN)6] Hexacianoferrato(III) de ferro

[Mn(CO)6]Cl Cloreto de Hexacarbonilmanganês(I)

sal complexo

É conveniente que se caracterize bem a diferença entre os sais duplos e os sais complexos. Nos primeiros, os íons que os constituem mantêm suas propriedades, enquanto, nos últimos, as espécies coordenadas apresentam propriedades diferentes daquelas das espécies que lhe deram origem. No KAlSO4, que é um sal duplo, as propriedades observadas são as dos íon K+, Al3+ e SO4

2–. Já no K2[PtCl4], o potássio mantém suas propriedades, mas as do grupo [PtCl4]

2– são diferentes das observadas nos íons Pt2+ e Cl– não coordenados.

Sais complexos e adutosQuando um íon complexo (positivo ou negativo) se liga a outro íon (que pode ser

complexo ou não) de carga oposta, formando uma espécie de carga neutra, a espécie resultante é um sal complexo. Se as espécies ligadas a um centro de coordenação formam espécies estáveis com carga neutra, a substância formada é um aduto.

Para se nomear esses compostos, as regras são as mesmas utilizadas para a designação de sais comuns. Assim, nas fórmulas, os cátions são escritos em primeiro lugar e, em seguida, escreve-se o ânion. Para se escrever o nome do sal, escreve-se primeiro o nome do ânion e, em seguida, o nome do cátion.

Com as regras de nomenclatura, encerramos nossa primeira aula sobre os compostos de coordenação. Mas, essa história está só no começo. Até agora só analisamos as primeiras observações sobre esses compostos, alguns aspectos sobre suas propriedades em solução e as regras para formulá-los e nomeá-los.

Nosso próximo passo será analisar os mecanismos e as teorias utilizadas para explicar as ligações entre os ligantes e os átomos centrais na formação dos compostos de coordenação, o que começaremos a fazer na aula 8 (Ligações nos compostos de coordenação).

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Atividade 2

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Que informações estão contidas nos nomes dos compostos de coordenação quando se utilizam as regras oficiais (IUPAC) de nomenclatura?

Escreva os nomes dos compostos: Na2[V Cl6], [Cr(en)3]NO3,

[Mo(H2O)6]Cl3, K4[Ru(CN)6], [Rh(NH3)6]Cl3, [Ni(CO)4] e K2[T i(CO)6].

Escreva as fórmulas das substâncias:

a) Cloreto de tetraminplatina(II);

b) Hexaclorocobaltato(III) de potássio;

c) Diamindicloroplatina(II);

d) Hexacarbonilcromo(0);

e) Cloreto de trisetilenodiamincromo(III).

Uma possível rota para se produzir o azul da Prússia é a reação de cloreto de ferro (II) com cloreto de ferro (III) e cianeto de potássio.

KCN + FeCl2 + FeCl3 →

Complete essa reação e escreva o nome do azul da Prússia usando as regras da IUPAC.


Resumo

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Nesta aula, foram abordados aspectos históricos relevantes sobre os compostos de coordenação, incluindo as primeiras descobertas, algumas das suas propriedades gerais, as primeiras reflexões sobre essas propriedades e as regras utilizadas para se escrever suas fórmulas e expressar os nomes desses compostos. Foi observado que, desde a metade do século XIX, essas espécies químicas foram identificadas como pertencentes a um grupo especial de substâncias que, hoje se sabe, estão presentes na maioria dos sistemas químicos em temperaturas não muito elevadas, e que suas propriedades variam até mesmo quando formadas entre espécies semelhantes, existindo, porém, algumas características comuns entre eles. Por fim, foram apresentadas as regras de nomenclatura adotadas pela IUPAC para esses compostos, ao mesmo tempo em que foram feitas aplicações dessas regras para formulação e nomeação de vários tipos de ligantes, de íons complexos, de sais complexos e de adutos.

Auto-avaliação

Analise os dados contidos na Tabela 1 e apresente razões que expliquem os valores das condutâncias molares dos vários compostos.

Escreva as fórmulas e os nomes do Sal verde de Magnus, do sal de Zeise e dos cloretos luteocobáltico, luteocrômico, purpureocobáltico, purpureocrômico e violeocobáltico, usando as regras estabelecidas pela IUPAC.

Para os compostos CoCl3.3NH3, CoCl3.4NH3, CoCl3.5NH3 e CoCl3.6NH3:

a) escreva fórmulas indicativas das coordenações nesses compostos;

b) equacione suas reações com AgNO3 em soluções aquosas;

c) coloque suas fórmulas em ordem crescente das respectivas condutâncias molares em solução aquosa e descreva as razões para que essa seqüência aconteça.

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O produto da reação entre o K2SO4 e o Al2(SO4)3 é o KAl(SO4)2 , que é um sal duplo. Já as reações entre o NaCl e o PdCl2 formam o sal complexo Na2[PdCl4]. Quais são as diferenças entre um sal duplo e um sal complexo?

Apresente fórmulas de pelo menos 6 compostos de coordenação cujos nomes exijam a utilização do maior número possível de regras de nomenclatura.

Referências

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compostos de coordenação - nomenclatura

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