quÍmica...complexos metálicos desenvolvimento da química de coordenação: teoria de werner •...

QUÍMICAQUÍMICAA Ciência Central A Ciência Central

9ª Edição9ª Edição9 Edição9 Edição

Capítulo 24Capítulo 24Química dos compostos deQuímica dos compostos deQuímica dos compostos de Química dos compostos de

coordenaçãocoordenação

David P. WhiteDavid P. White

Capítulo 24© 2005 by Pearson Education

Complexos metálicosComplexos metálicospp

• Sabemos que os ácidos de Lewis são receptores de pares de elétronselétrons.

• Complexos de coordenação: compostos metálicos formados através de interações ácido-base de Lewisde interações ácido base de Lewis.

• Complexos: têm um íon metálico (pode ser no estado de oxidação zero) ligado a um número de ligantes. Íons complexos são ) g g pcarregados. Exemplo, [Ag(NH3)2]+.

• Ligantes são bases de Lewis.• Os colchetes envolvem o íon metálico e os ligantes.


Complexos metálicosComplexos metálicosDesenvolvimento da química de coordenação:

pp

teoria de Werner• Werner descobriu que CoCl3·nNH3 (n = 1 – 4) pode existir como

quatro diferentes compostos com diferentes números de íons Cl-

“livres” por fórmula unitária.• Ele deduziu que os ligantes NH3 estavam ligados covalentemente

ao íon central de Co3+.W d b i t t l d i li t t li d• Werner descobriu que um total de seis ligantes estavam ligados ao Co central.

• No caso do CoCl 4NH existem dois isômeros para os ligantes de• No caso do CoCl3·4NH3, existem dois isômeros para os ligantes de Cl ligados ao Co.


Complexos metálicosComplexos metálicosDesenvolvimento da química de coordenação:

pp

teoria de Werner


Complexos metálicosComplexos metálicos

Ligação metal ligante

pp

Ligação metal-ligante• Todos os ligantes têm pares livres que são doados ao íon metálico.

A li ã t t l li t é li ã d 2 lét• A ligação entre o metal e o ligante é uma ligação de 2 elétrons, mas ambos vêm do ligante e nenhum vem do metal.

• A ligação metal ligante altera as propriedades físicas do metal:• A ligação metal-ligante altera as propriedades físicas do metal:Ag+(aq) + e- →Ag(s), E° = +0,799 V

[Ag(CN) ]-(aq) + e- →Ag(s) + 2CN-(aq) E° = 0 031 V[Ag(CN)2] (aq) + e →Ag(s) + 2CN (aq), E° = -0,031 V



Ligação metal-ligante• A maior parte dos íons metálicos existe em água como

[M(H O) ] +[M(H2O)6]n+.

Cargas números de coordenação e geometriasCargas, números de coordenação e geometrias• Carga no íon complexo = carga no metal + cargas nos ligantes.• Átomo doador: o átomo ligado diretamente ao metal• Átomo doador: o átomo ligado diretamente ao metal.• Número de coordenação: o número de ligantes ligados ao metal.

– Os números de coordenação mais comuns são 4 e 6Os números de coordenação mais comuns são 4 e 6.


Complexos metálicosComplexos metálicos

Cargas, números de coordenação e geometrias

pp

g , ç g– Alguns íons metálicos têm número de coordenação constante

(por exemplo, Cr3+ e Co3+ têm números de coordenação 6).O h d li f ú d d ã (– O tamanho do ligante afeta o número de coordenação (por exemplo, o [FeF6]3- se forma mas somente o [FeCl4]- é estável).

– A quantidade de carga transferida do ligante para o metal afetaA quantidade de carga transferida do ligante para o metal afeta o número de coordenação (por exemplo, [Ni(NH3)6]2+ se forma, mas somente o [Ni(CN)4]2- é estável).

C l t t d d ã t t éd i d áti• Complexos tetracoordenados são tetraédricos ou quadráticos planos (normalmente encontrados para íons metálicos d8).

• Complexos hexacoordenados são octaédricos.Complexos hexacoordenados são octaédricos.


Ligantes com mais de um Ligantes com mais de um átomo doadorátomo doadorátomo doadorátomo doador

• Ligantes monodentados ligam-se através de apenas um átomo doadordoador.– Conseqüentemene, eles ocupam somente um sítio de

coordenação.ç• Ligantes polidentados (ou agentes quelantes) ligam-se através de

mais de um átomo doador por ligante.– Exemplo, etilenodiamina (en), H2NCH2CH2NH2.

• O [Co(en)3]3+ octaédrico é um complexo de en típico.Ef i Q l l i á i ã f d• Efeito Quelato: complexos mais estáveis são formados com agentes quelantes do que com o número equivalente de ligantes monodentados.



[Ni(H2O)6]2+(aq) + 6NH3 [Ni(NH3)6]2+(aq) + 6H2O(l) Kf = 4 ×10810

[Ni(H2O)6]2+(aq) + 3en [Ni(en)3]2+(aq) + 6H2O(l) Kf = 2 ×1018

• Agentes seqüestradores são agentes quelantes que são usados para a remoção de íons metálicos não necessários.

• Na medicina, os agentes seqüestradores são usados para a remoção seletiva de íons metálicos tóxicos (por exemplo, Hg2+ e Pb2+), enq anto os metais biologicamente importantes são dei adosenquanto os metais biologicamente importantes são deixados.



• Um agente quelante muito importante é o til di i t t t t (EDTA4 )etilenodiaminotetraacetato (EDTA4-).

• O EDTA ocupa 6 sítios de coordenação, por exemplo, [CoEDTA]-

é um complexo octaédrico Co3+é um complexo octaédrico Co3 .• Tanto os átomos de N (azuis) como os átomos de O (vermelhos)

coordenam-se ao metalcoordenam se ao metal.• O EDTA é usado em produtos de consumo para complexar os íons

metálico que catalisam reações de decomposição.metálico que catalisam reações de decomposição.


Ligantes com mais de um Ligantes com mais de um átomo doadorátomo doador

M t i l t i t i

átomo doadorátomo doador

Metais e quelatos nos sistemas vivos• Muitos quelantes naturais são desenvolvidos em torno da molécula

d fi ide porfirina.• Depois que os dois átomos de H são perdidos, a porfirina é um

ligante tetradentadoligante tetradentado.• Porfirinas: complexos metálicos derivados da porfirina.• Duas importantes porfirinas são o heme (Fe2+) e a clorofila (Mg2+)• Duas importantes porfirinas são o heme (Fe2+) e a clorofila (Mg2+). • A mioglobina é proteína contendo uma unidade heme, que

armazena o oxigênio em célulasarmazena o oxigênio em células.



Metais e quelatos nos sistemas vivos


Metais e quelatos nos sistemas vivos• Um nitrogênio de cinco membros contendo anel liga a unidade

heme à proteínaheme à proteína.• Quando o oxigênio é ligado ao ferro(II) no heme, forma-se a

oxihemoglobina.oxihemoglobina. • A proteína tem uma massa molecular de cerca de 18.000 u. • O íon Fe2+ na oxihemoglobina ou na oximioglobina é octaédrico.g g• Quatro átomos de N do anel de porfirina (disco vermelho) estão

ligados ao centro de Fe2+.



Metais e quelatos nos sistemas vivos


Metais e quelatos nos sistemas vivos• O quinto sítio de coordenação é ocupado pelo O2 (ou pela H2O na

desoxihemoglobina ou CO na carboxihemoglobina)desoxihemoglobina ou CO na carboxihemoglobina).• O sexto sítio de coordenação é ocupado por uma base, que fixa a

estrutura à proteína.• A fotossíntese é a conversão do CO2 e água em glicose e oxigênio

nos vegetais na presença de luz.U l d i d 48 l d fó• Um mol de açucar necessita de 48 mol de fótons.

• A clorofila absorve luz vermelha e azul e é de cor verde.



M t i l t i t i


Metais e quelatos nos sistemas vivos• A clorofila a é a clorofila mais abundante. • As outras clorofilas diferem na estrutura das cadeias laterais.• O Mg2+ está no centro do anel semelhante à porfirina.• As ligações duplas alternadas dão à clorofila sua cor verde (ela

absorve luz vermelha).A l fil b l lh (655 ) l l (430 )• A clorofila absorve luz vermelha (655 nm) e luz azul (430 nm).



M t i l t i t i


Metais e quelatos nos sistemas vivos• A reação

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

é altamente endotérmica. • A fotossíntese dos vegetais sustenta a vida na Terra.


Nomenclatura de química Nomenclatura de química de coordenaçãode coordenaçãode coordenaçãode coordenação

• Regras:– Para os sais, dê nome primeiramente ao ânion antes do cátionPara os sais, dê nome primeiramente ao ânion antes do cátion

precedido da preposição “de”. Exemplo em [Co(NH3)5Cl]Cl2damos nome ao Cl- antes do [Co(NH3)5Cl]2+.

d l li b (– Dentro do íon complexo, os ligantes recebem os nomes (emordem alfabética) antes do metal. Exemplo: o [Co(NH3)5Cl]2+ étetraaminoclorocobalto(II). Observe que a parte tetra é umatetraaminoclorocobalto(II). Observe que a parte tetra é umaindicação do número de grupos NH3 e conseqüentemente não éconsiderada na ordem alfabética dos ligantes.

– Os ligantes aniônicos terminam em o e os ligantes neutros sãosimplesmente o nome da molécula. Exceções: H2O (aqua) eNH3 (amino).


NH3 (amino).


• Regras:– Prefixos gregos são usados para indicar o número de ligantes

(di-, tri-, tetra-, penta- e hexa-). Exceção: se o nome do ligantejá tiver um prefixo grego Coloque então o nome do ligantejá tiver um prefixo grego. Coloque então o nome do liganteentre parênteses e use bis-, tris-, tetrakis-, pentakis- e hexakis.

• Exemplo [Co(en)3]Cl3 é o cloreto de tris(etilenodiamino)Exemplo [Co(en)3]Cl3 é o cloreto de tris(etilenodiamino)cobalto(III).

– Se o complexo é um ânion, o nome termina em –ato.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.


p p

IsomerismoIsomerismo

• Isômeros: dois compostos com as mesmas fórmulas, mas diferentes j d átarranjos dos átomos.

• Isômeros de esfera de coordenação e isômeros de igação: têm estruturas diferentes (ex: ligações diferentes)estruturas diferentes (ex: ligações diferentes).

• Isômeros geométricos e isômeros óticos são estereoisômeros (i.e. têm as mesmas ligações mas diferentes arranjos espaciais dostêm as mesmas ligações, mas diferentes arranjos espaciais dos átomos).

• Isômeros estruturais têm diferentes conectividades dos átomos.Isômeros estruturais têm diferentes conectividades dos átomos.



• Estereoisômeros têm a mesma conectividade, mas diferentes j i i d átarranjos espaciais dos átomos.



Isomerismo estrutural• Alguns ligantes podem coordenar-se de diferentes maneiras.

I é li d li l d dif i• Isto é, o ligante pode se ligar ao metal de diferentes maneiras.• Esses ligantes dão origem à isomeria de ligação.• Exemplo: o NO - pode se coordenar através do N ou do O (por• Exemplo: o NO2 pode se coordenar através do N ou do O (por

exemplo, nos dois complexos [Co(NH3)5(NO2)]2+ possíveis).• Quando o nitrato coordena-se através do N, ele é chamado de nitro.

– O pentaaminonitrocobalto(III) é amarelo.• Quando ONO- coordena-se através do O, ele é chamado de nitrito.

pentaaminonitritocobalto(III) é vermelho– pentaaminonitritocobalto(III) é vermelho.



I i t t lIsomerismo estrutural• Similarmente, o SCN- pode se coordenar através do S ou do N.

A i i d f d d ã d li d– A isomeria de esfera de coordenação ocorre quando ligantes do lado de fora da esfera de coordenação entram para a esfera de coordenação.ç

– Exemplo: o CrCl3(H2O)6 tem três isômeros de esfera de coordenação: [Cr(H2O)6]Cl3 (violeta), [Cr(H2O)5Cl]Cl2.H2O ( d ) [C (H O) Cl ]Cl 2H O ( d )(verde), e [Cr(H2O)4Cl2]Cl.2H2O (verde).

I i t t lIsomerismo estrutural• Considere o complexo quadrático plano [Pt(NH3)2Cl2].

O d i li t NH d t t t 90° 180° t iCapítulo 24© 2005 by Pearson Education

• Os dois ligantes NH3 podem estar tanto a 90° como a 180° entre si.


EstereoisomerismoEstereoisomerismo



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• O arranjo espacial dos átomos nos isômeros cis e trans é diferente.

E é l d i i ét i• Esse é um exemplo de isomeria geométrica.• No isômero cis, os dois grupos NH3 são adjacentes. O isômero cis

(cisplatina) é usado na quimioterapia(cisplatina) é usado na quimioterapia.• O isômero trans tem os dois grupos NH3 transversais entre si.• É possível encontrar isômeros cis e trans em complexos• É possível encontrar isômeros cis e trans em complexos

octaédricos.



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• Por exemplo, cis-[Co(NH3)4Cl2]+ é violeta e trans-[Co(NH3)4Cl2]+

é verdeé verde.• Os dois isômeros têm diferentes solubilidades.• Em geral os isômeros geométricos têm propriedades físicas e• Em geral, os isômeros geométricos têm propriedades físicas e

químicas diferentes.• Não é possível formar isômeros geométricos com tetraedrosNão é possível formar isômeros geométricos com tetraedros.

(Todos os vértices de um tetraedro são idênticos.)



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• Os isômeros óticos são imagens especulares que não podem ser

superpostas uma na outrasuperpostas uma na outra.• Os isômeros óticos são chamados enantiômeros.• Complexos que podem formar enantiômeros são quirais• Complexos que podem formar enantiômeros são quirais.• A maior parte do corpo humano é quiral (as mãos, por exemplo).



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• As enzimas são as substâncias mais altamente quirais conhecidas.• A maior parte das propriedades físicas e químicas dos• A maior parte das propriedades físicas e químicas dos

enantiômeros são idênticas.• Conseqüentemente, os enantiômeros são muito difíceis de separar.q , p• As enzimas fazem um trabalho muito bom catalisando as reações

de apenas um enantiômero.• Assim, um enantiômero pode produzir um efeito fisiológico

específico enquanto sua imagem especular produz um efeito diferentediferente.



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• Os enantiômeros são capazes de girar o plano de luz polarizada.• Conseqüentemente eles são chamados de isômeros óticos• Conseqüentemente, eles são chamados de isômeros óticos.• Quando a luz polarizada horizontalmente entra em uma solução

oticamente ativa.• 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.



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• Soluções destrorrotatórias giram o plano de luz polarizada para a

direita Esse isômero é chamado de isômero ddireita. 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.A i ê i ê id d i i d i ô l• As misturas racêmicas contêm quantidades iguais de isômeros l e d. Elas não têm nenhum feito como um todo no plano de luz polarizada.p



Isomerismo estruturalIsomerismo estrutural• Pasteur foi o primeiro a separar o tartarato de amônio racêmico

(NaNH C H O ) através da cristalização da solução e fisicamente(NaNH4C4H9O6) através da cristalização da solução e fisicamente retirando os cristais que giram da esquerda para a direita da mistura usando um microscópio.p

• 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.


Cor e magnestimoCor e magnestimo

Cor

gg

Cor• A cor de um complexo depende: (i) do metal e (ii) de seu estado de

oxidaçãooxidação.• O [Cu(H2O)6]2+ azul claro pode ser convertido em [Cu(NH3)6]2+

azul escuro com a adição de NH3(aq)azul escuro com a adição de NH3(aq).• Geralmente necessita-se de um orbital d parcialmente preenchido

para que um complexo seja colorido.p q p j• Logo, íons metálicos d0 normalmente são incolores. Exceções:

MnO4- e CrO4

2-.• Compostos coloridos absorvem luz visível.



Cor

gg

Cor• A cor percebida é a soma das luzes não absorvidas pelo complexo.

A tid d d l b id i t d d é• A quantidade de luz absorvida versus o comprimento de onda é um espectro de absorção para um complexo.

• Para determinar o espectro de absorção de um complexo:• Para determinar o espectro de absorção de um complexo: – um estreito feixe de luz é passado por um prisma (que separa a

luz em comprimentos de onda diferentes)luz em comprimentos de onda diferentes),– o prisma é girado para que diferentes comprimentos de onda de

luz sejam produzidos como uma função de tempo,u sej p odu dos co o u u ç o de e po,



C

gg

Cor– a luz monocromática (i.e. um único comprimento de onda) é

d t é d tpassada através da amostra,– a luz não absorvida é detectada.



Cor

gg

Cor• O gráfico de absorção versus comprimento de onda é o espectro de

absorçãoabsorção.• Por exemplo, o espectro de absorção para o [Ti(H2O)6]3+ tem uma

absorção máxima em 510 nm (verde e amarelo)absorção máxima em 510 nm (verde e amarelo).• Logo, o complexo transmite toda a luz, exceto a verde e a amarela.• Portanto o complexo é violetaPortanto o complexo é violeta.


Cor e magnestimoCor e magnestimogg


Cor e magnetismoCor e magnetismoCor e magnestimoCor e magnestimo

Magnetismo

Cor e magnetismoCor e magnetismogg

Magnetismo• Muitos complexos de metais de transição são paramagnéticos (i.e.

eles têm elétrons desemparelhados)eles têm elétrons desemparelhados).• Existem algumas observações interessantes. Considere um íon

metálico d6:metálico d :– o [Co(NH3)6]3+ não tem nenhum elétron desemparelhado, mas o

[CoF6]3- tem quatro elétrons desemparelhado por íon.[ 6] q p p• Precisamos desenvolver uma teoria de ligação para esclarecer tanto

a cor como o magnetismo em complexos de metais de transição.


Teoria do campo cristalinoTeoria do campo cristalinopp

• A teoria do campo cristalino descreve a ligação em complexos de metais de transiçãometais de transição.

• A formação de um complexo é uma reação ácido-base de Lewis.• Ambos os elétrons na ligação vêm do ligante e são doados para um• Ambos os elétrons na ligação vêm do ligante e são doados para um

orbital vazio hibridizado no metal.• A carga é doada do ligante para o metalA carga é doada do ligante para o metal.• Hipótese da teoria do campo de cristal: a interação entre o ligante e

o metal é eletrostática.o e é e e os c .



• Quanto mais diretamente o ligante ataca o orbital do metal, maior é a energia do orbital da energia do orbital d.



• O íon metálico complexo tem uma energia menor do que o metal e os ligantes separadosos ligantes separados.

• Entretanto, existem algumas repulsões ligante-elétron d que ocorrem, uma vez que o metal tem orbitais d parcialmenteocorrem, uma vez que o metal tem orbitais d parcialmente preenchidos.

• Em um campo octaédrico, a degenerecência dos cinco orbitais d é p , gsuspensa.

• Em um campo octaédrico, os cinco orbitais d não têm a mesma energia: três orbitais degenerados têm mais energia do que dois orbitais degenerados.



• A distância em energia entre eles é chamada Δ, o campo cristalino desdobra se em energiadesdobra-se em energia.



• Supomos um arranjo octaédrico de cargas negativas colocadas em torno do íon metálico (que é positivo)torno do íon metálico (que é positivo).

• Os orbitais dx2-y2 e dz2 localizam-se nos mesmos eixos das cargas negativasnegativas. – Conseqüentemente, há uma grande e desfavorável interação

entre ligante (-) e esses orbitais.g ( )– Esses orbitais formam o par degenerado de níveis de energia de

alta energia.• Os orbitais dxy, dyz, e dxz dividem as cargas negativas em duas

partes iguais.



− Conseqüentemente, há uma repulsão menor entre ligante e metal para esses orbitaismetal para esses orbitais.

– Esses orbitais formam o conjunto de níveis degenerados de energia mais baixa.g

• A diferença de energia é a energia de desdobramento do campo cristalino Δ.

• O Ti3+ é um íon metálico d1.• Conseqüentemente, o elétron está em um orbital de baixa energia.

P Ti3+ dif í i d i Δ é d d d• Para o Ti3+, a diferença entre os níveis de energia, Δ é da ordem do comprimento de onda da luz visível.



• À medida que o complexo [Ti(H2O)6]3+ absorve luz visível, o lét é id í l d i i ltelétron é promovido a um nível de energia mais alto.

• Uma vez que há apenas um elétron, existe apenas uma linha de absorção possível para essa moléculaabsorção possível para essa molécula.

• A cor de um complexo depende da ordem de grandeza de Δ que, por sua vez depende do metal e dos tipos de ligantespor sua vez, depende do metal e dos tipos de ligantes.



• A série espectroquímica é uma lista de ligantes em ordem crescente de Δ:de Δ:

Cl- < F- < H2O < NH3 < en < NO2- (ligado aN) < CN-

• Ligantes de campo fraco localizam se no extremo inferior da série• Ligantes de campo fraco localizam-se no extremo inferior da série espectroquímica.

• Ligantes de campo forte localizam-se no extremo superior da sérieLigantes de campo forte localizam se no extremo superior da série espectroquímica.

• Quando o Cr3+ deixa de ser atacado por um ligante de campo fraco Qu do o C de de se c do po u g e de c po coe é atacado por um ligante de campo forte, Δ aumenta.


Teoria do campo cristalinoTeoria do campo cristalinoConfigurações eletrônicas em complexos

pp

octaédricos• Ainda aplicamos a regra de Hund para os orbitais d.• Os primeiros três elétrons entram em orbitais d diferentes com seus

spins paralelos.• Lembre-se: os elétrons s são perdidos antes.• Logo, o Ti3+ é um íon d1, o V3+ é um íon d2 e o Cr3+ é um íon d3.• Temos uma escolha para a colocação do quarto elétron:

– se ele vai para um orbital de energia mais alta, então há um custo de energia (Δ);


Teoria do campo cristalinoTeoria do campo cristalinoConfigurações eletrônicas em complexos

pp

octaédricos– se ele vai para um orbital de menor energia, há um custo de

energia diferente (chamado de energia de emparelhamento do spin devido ao emparelhamento de um elétron).

• Os ligantes de campo fraco tendem a favorecer a adição de elétrons a orbitais de energia mais alta (complexos de spin alto) porque Δ < energia de emparelhamentoenergia de emparelhamento.

• Os ligantes de campo forte tendem a favorecer a adição de elétrons a orbitais de energia mais baixa (complexos de spin baixo) porquea orbitais de energia mais baixa (complexos de spin baixo) porque Δ > energia de emparelhamento.



Complexos tetraédricos e quadráticos planos• Complexos quadráticos planos podem ser pensados como a seguir: Co p e os quad át cos p a os pode se pe sados co o a segu :

comece com um complexo octaédrico e remova dois ligantes ao longo do eixo z.

• Como conseqüência, os quatro ligantes no plano são puxados para dentro do metal.

• Em relação ao campo octaédrico, o orbital é enormemente reduzido em energia, os orbitais dyz, e dxz reduzem-se em energia, os orbitais d elevam se em energiadxy, elevam-se em energia.



Complexos tetraédricos e quadráticos planos• A maior parte dos íons metálicos d8 formam complexos• A maior parte dos íons metálicos d formam complexos

quadráticos planos.– a maioria dos complexos é de spin baixo (i.e. diamagnético).a maioria dos complexos é de spin baixo (i.e. diamagnético).– Exemplos: Pd2+, Pt2+, Ir+ e Au3+.



Complexos tetraédricos e quadráticos planosq p

• A maioria dos íons metálicos d8 é complexo quadrático plano.– a maioria dos complexos é de

spin baixo (ex: diamagnético).– Exemplos: Pd2+, Pt2+, Ir+, e

Au3+.


Fim do Capítulo 24Fim do Capítulo 24Fim do Capítulo 24Fim do Capítulo 24Química dos compostos de Química dos compostos de

coordenaçãocoordenaçãocoordenaçãocoordenação


quÍmica...complexos metálicos desenvolvimento da química de coordenação: teoria de werner •...

Documents