A QUÍMICA DOS COMPOSTOS DE

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1 A QUÍMICA DOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

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8 Sais Duplos e Sais Complexos 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.H2O Fe(CN)2 + 4KCN Fe(CN)2.4KCN a) Aqueles que em solução perdem sua identidade; b) Aqueles que em solução conservam sua identidade. Uma solução aquosa de carnalitaapresenta as propriedades dos íons K +, Mg 2+ e Cl -. Analogamente, o alúmende potássio em solução aquosa mostra as propriedades do K +, Al 3+ e SO Estes compostos são chamados de sais duplos, ou adutos, e só existem no estado sólido. [Cu(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ e o íons hexacianoferrato(ii), [Fe(CN) 6 ] 4-.

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10 O que é composto de coordenação? Compostos formados por um íon metálico de transição (na maioria dos casos) envolvido por átomos, moléculas ou grupos de átomos(ligantes). Para que um ligante possa participar de um complexo é fundamental que o mesmo contenha pares eletrônicos disponíveis para efetuarligaçõescoordenadas. carga do complexo n+/- X +/- n Um complexo pode ser catiônico, aniônico ou neutro. íon metálico ligantes contraíon

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16 Distribuição eletrônica nos átomos dos metais de transição 3d 4s 4p Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn [Ar]3d 1 4s 2 [Ar]3d 2 4s 2 [Ar]3d 3 4s 2 [Ar]3d 5 4s 1 [Ar]3d 5 4s 2 [Ar]3d 6 4s 2 [Ar]3d 7 4s 2 [Ar]3d 8 4s 2 [Ar]3d 10 4s 1 [Ar]3d 10 4s 2

17 Números de elétrons - d/estado de oxidação [Ar]3d 5 4s 2 [Ar]3d 10 4s 1 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 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 = d 9 Regra: Os elétronsssão os primeiros a serem perdidos elétronsdevalência emummetaldetransição= elétronsd

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19 Ligação Coordenada? Cadaligantedoaamboselétronsparaaligaçãocomocentrometálico: H N H H F B F F + N H H F B F F N H H F B F F H F H N H H H N H H NH 3 BF 3 H 3 N _ > BF 3 = ligação coordenada ou dativa L L L L L L

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24 Teoria de Werner (1893) Prêmio Nobel 1913 Alfred Werner reação entre cloreto de cobalto(iii) e amônia = compostos de diferentes cores e comportamento diferente frente a íons Ag+. CoCl 3.6NH 3 CoCl 3.5NH 3 CoCl 3.4NH 3 CoCl 3.3NH 3 amarelo púrpura verde + Ag + = 3 mol AgCl + Ag + = 2 mol AgCl + Ag + = 1 mol AgCl + Ag+ = 0 mol AgCl

25 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(NH 3 ) 6 ]Cl 3 [Co(NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 [Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl [Co(NH 3 ) 3 Cl 3 ] mol AgCl 2 mol AgCl 1 mol AgCl 0 mol AgCl

26 Teoria de Werner Explicação para a ligação nos complexos: baseada nos ensaios: Medidas de condutividade CrCl 3.6H 2 O=6cargas(3Cl - dissociáveis)=430 Ω -1 cm 2 mol -1 CrCl 3.5H 2 O=4cargas(2Cl - dissociáveis)=260 Ω -1 cm 2 mol -1 CrCl 3.4H 2 O=2cargas(Cl - dissociável)=110 Ω -1 cm 2 mol -1 [Cr(H O) 6 ] 3Cl [Cr(H 2 O) 5 Cl] 2Cl [Cr(H 2 O) 4 Cl 2 ] Cl 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 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 Valência primária: 3 Valência secundária: 6

27 aplicações médicas estados de oxidação atividade biológica O que é interessante cor sobre os complexos de metais de transição?? comportamento magnético geometria número de coordenação

28 Sidgwick modelo de ligação Exemplo: [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ base de Lewis" NH H N H H + Co 3+ H 3 N H 3 N NH 3 NH 3 NH 3 ácido de Lewis"

29 Complexos ou Compostos de Coordenação Ácido de Lewis + 1 ou mais bases de Lewis = complexo ácidodelewis=átomoouíoncentral(receptordeparesdee-s) bases de Lewis=ligantes ou agentes complexantes(doadores de pares de e-s) moléculas neutras ou íons negativos H 2 O,NH 3,CO Cl -, OH -, CN -

30 Número de Coordenação númerodecoordenação=onúmerodeligantesqueenvolvemo átomo do metal. Por exemplo: no complexo [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3, o número de coordenação é 6, pois existem 6 moléculas de amônia ligadas ao íon H 3 N NH 3 Co NH Cl - cobalto(iii). H 3 N NH 3 Os ligantes representados fora dos colchetes (Cl - ) não fazem parte do NH 3 número de coordenação.

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32 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..

33 Número de coordenação = 2 Cu(I), Ag(I), Au(I), Hg(II) linear(configuração eletrônica simétrica) [Au(CN) 2 ] - 180º [CuCl 2 ] o [AgCl 2 ] - 180º

34 Número de coordenação = 3 trigonal planar CN CN [Cu(CN) 2 ] - Cu C N Cu C N Cu C N Cu C N CN CN n [HgI 3 ] o

35 Número de coordenação 4 Geometria tetraédrica Geometria quadrado planar 109 o 90 o átomo central for pequeno e os ligantes forem grandes (tais como Cl -, Br - ei - )ouoxoânions. TiCl 4 [CuCl 4 ] 2- [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ [CoCl 4 ] 2- [MnO 4 ] - [NiCl 4 ] 2- [PtCl 4 ] 2- [AuBr 4 ] - [Co(CN) 4 ] 2-

36 Número de coordenação 4 Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes ML 4 n± ; nc = 4 arranjo tetraédrico [NiCl 4 ] 2- arranjo quadrado planar [Ni(CN) 4 ] 2- M L L M

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38 Cisplatina [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] Pt(II) quadrado planar Número de coordinação 4 cis-isômero primeiro de uma série de compostos de coordenação de platina usados como drogas anticâncer : (Platinol-AQ) tratamento de câncer por quimioterapia: são utilizados complexos cis de Pt por conseguirem se ligar ao DNA e ter efeito terapêutico.

39 Número de coordenação = 5 A geometria de complexos penta-coordenados se situa entre bipirâmide trigonal e pirâmide quadrada. Bipirâmide trigonal axial 90 o equatorial Pirâmide quadrada 90 o 120 o 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

40 Número de coordenação = 5 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.

41 Número de coordenação = 5 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).

42 Número de coordenação 6 Geometria octaédrica Sc(OH 2 ) 6 ] 3+ Geometrica trigonal prismática [Cr(NH 3 ) 6 ] 3+ d o metais [Mo(CO) 6 ] [Fe(CN) 4- WMe 6 6 ]

43 Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes Complexos de Al 3+ (r = 0,50 Å) [AlF 6 ] 3- r(f - ) = 1,36 Å octaédrico [AlCl 4 ] - r(cl - ) = 1,81 Å tetraédrico L M M L

44 Exemplos de Complexos de metais de transição Rubi; Corundum Al 2 O 3 com impurezas de Cr 3+ Safira; Corundum Al 2 O 3 com impurezas de Fe 2+ eti 4+ Centro metálico octaédrico Número de coordenação 6 Esmeralda; Beryl AlSiO 3 contendo Be com impurezas de Cr 3+

45 Hemoglobina O 2 N N Fe N N OH 2 C NR OH 2 C Carrega o oxigênio no sangue Complexo de metal de transição Fe-Profirina Íon Fe(II) coordenação octaédrica Número de coordenação 6

46 Número de coordenação 7 Octaédro monoencapuzado [WBr 3 (CO) 4 )] - (distocido) Bipirâmidal pentagonal D 5h [ZrF 7 ] 3 - Prisma trigonal tetragonal/e encapuzado [TaF 7 ] 2 - comum em metais d mais pesados com altos nox

47 Número de coordenação 7 Octaédro monoencapuzado [WBr 3 (CO) 4 )] - (distocido) Bipirâmidal pentagonal D 5h [ZrF 7 ] 3 - Prisma trigonal tetragonal/e encapuzado [TaF 7 ] 2 - comum em metais d mais pesados com altos nox

48 Número de coordenação 8 antiprisma quadrado Na 3 [Mo(CN) 8 ] Dodecaédro ( n Bu 4 N) 3 [Mo(CN) 8 ] Número de coordenação 9 Prisma trigonal triencapuzado [ReH 9 ] 2-

49 Tipos de ligantes Os ligantes podem apresentar mais de um átomo com elétrons disponíveis para formar ligações coordenadas. Monodentado um átomo doador por ligante 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

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51 Ligantes monodentados neutros e aniônicos ligantes coordenados via um átomo doador e por uma ligação σ ao centro metálico. monóxido de carbono C O CN - cianeto C N Ph - fenil amônia NH 3 NO - nitroso N O OH - hidróxido O H H 2 O água haleto X hidreto H P isocianato NCS - S C N PPh 3 fosfina tiocianato SCN - N C S

52 Ligantes π os elétrons em uma mútipla ligação pode atuar como um par de elétrons isolados: H 2 C CH 2 RC CR - K + Cl Cl Pt CH 2 Cl CH 2 [PtCl 3 (η 2 -C 2 H 4 )] - eta-dois eteno significa que C 2 H 4 está coordenado viadois átomos ao metal

53 Ligantes bidentados: 2 átomos doadores ligantes quelatos se ligam fortemente ao centro metálico 1,2-diaminoetano = etilenodiamina = en H 2 N NH 2 2,2'-bipiridina bpy N N 1,2-difenilfosfinaetano dppe Ph 2 P PPh 2 1,10-fenantrolina phen N N acetato = ac - H 3 C O O oxalato = ox 2- O O - O O -

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55 Ligantes tridentados: três átomos doadores dietilenotriamina: dien H 2 N NH NH 2 Ligantes tetradentados: 4 átomos doadores tris(2-aminoetil)amina tren NH 2 N NH 2 NH 2 N porfinpiridina NH N ftalocianamida N NH N N HN N N HN N

56 Ligantes multidentados tetraânion do ácido etilenodiaminatetraacético: EDTA O O - O - O N N O - O - O Hexadentado O O O O O M N O N [Co(EDTA)] - O O O

57 Exercício: Quantos elétrons d tem o metal? complexo N.O. de L N.O. de M no. d elétrons [Cr 2 O 7 ] d 0 [MnO 4 ] d 0 [Ag(NH 3 ) 2 ] d 10 [Ti(H 2 O) 6 ] d 1 [Co(en) 3 ] d 6 en = H 2 N NH 2 [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] -1, 0 +2 d 8 [V(CN) 6 ] d 3 [Fe(ox) 3 ] d 5 ox = O O - O O -

58 Praticando um pouco

59 Representação e nomenclatura Nomenclatura segundo norma da IUPAC Composto de coordenação apresenta, normalmente um metal de transição ao qual se coordenam ligantes, que podem ser iguais ou diferentes. Complexopodeserumaespécieneutraouumíon(cátionouânion). Fórmula química do complexo: colocada entre colchetes: [Co(NH 3 ) ]Cl 6 3

60 Representação e nomenclatura Nomenclatura segundo norma da IUPAC 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). [CoCl 2 (NH 3 ) 4 ] + : ligante cloreto (negativo) foi escrito antes do ligante amônia(neutro). Ligantes positivos(catiônicos) são muito raros, mas, caso exista, deverá ser escrito por último, após os demais ligantes.

61 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 H 2 O água aqua 2 NH 3 amônio amin ou amino CO monóxido de carbono carbonil NO monóxido de nitrogênio nitrosil O 2 oxigênio dioxigênio N 2 nitrogênio dinitrogênio H 2 hidrogênio hidro

62 Nomenclatura Ligantes Aniônicos Quando estes íons funcionam como ligantes, a terminação"eto" é substituída por"o" Espécie Nome da espécie Nome do ligante F - fluoreto fluoro Cl - cloreto cloro Br - brometo bromo I - iodeto iodo CN - cianeto ciano

63 Nomenclatura Outros ligantes aniônicos Espécie Nome da espécie Nome do ligante H - hidreto hidrido OH - hidróxido hidroxo O - 2 óxido oxo O 2 2- peróxido peroxo NH 2 - amideto amido N 3- nitreto nitreto N 3 - azido azido NH 2- imido imido

64 Nomenclatura Oxiânions Espécie Nome da espécie Nome do ligante SO - 4 sulfato sulfato CH 3 COO - acetato acetato CH 3 COCHCOCH - 3 acetilacetonato acetilacetonato C 2 O 2-4 oxalato oxalato ou oxalo

65 Nomenclatura Ligantes Ambidentados Estes íons são assim chamados porque podem se ligar ao metal de duas maneiras, através de átomos diferentes. Espécie Nome da espécie Ligante Nome do ligante SCN - tiocianato -SCN - tiocianato SCN - tiocianato -NCS - isotiocianato NO - 2 nitrito -ONO - nitrito NO - 2 nitrito -NO - 2 nitro

66 Ligantes catiônicos Espécie Nome da espécie Nome do ligante NH + 4 amônio amônio H 3 NNH + 2 hidrazínio hidrazínio Outros ligantes Espécie Nome da espécie Nome do ligante P(C 6 H 5 ) 3 trifenilfosfina trifenilfosfina (PPh 3 )* NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 etilenodiamina etilenodiamina (en) C 5 H 5 N piridina piridina (Py)

67 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, hexa etc. por último coloca-se o nome do metal (átomo central), seguido pelo seu estado de oxidação, em algarismos romanos e entre parênteses. em complexos catiônicos, é freqüente o uso da palavra ÍON no começo do nome. Exemplo: íon tetraminodiclorocobalto(iii), porém pode ser omitido.

68 Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros 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. [CoCl + 2 (NH 3 ) 4 ] = tetramindiclorocobalto(iii) Nox do cobalto: Co + 2 Cl NH 3 = +1; Co = +1; Co = +3 [Co(NO 2 )(NH 3 ) 5 ](NO 3 ) 2 = nitrato de pentaminnitrocobalto(iii) Nox do cobalto: Co + NO NH 3 = +2; Co = +2; Co = +3 [Ni(CO) 4 ] = tetracarbonilníquel(0) Nox do níquel: Ni + 4 CO = 0; Ni + 0 = 0; Ni = 0

69 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 ][PtCl 4 ] = tetracloroplatinato(ii) detetrapiridinoplatina(ii) Nox da platina: 2 Pt + 4 Py + 4 Cl - = 0 2 Pt = 0 Pt = +2

70 Metal Alumínio Cobalto Cobre Crómio Chumbo Estanho Ferro Manganês Molibdénio Níquel Ouro Prata Tungsténio Zinco Nome do metal no complexo aniónico Aluminato Cobaltato Cuprato Cromato Plumbato Estanato Ferrato Manganato Molibdato Niquelato Aurato Argentato Tungstato Zincato

71 Nomenclatura de complexos com ligantes em ponte complexos com ligantes em ponte: normalmente usa-se a letragrega µ(mi)paraindicarumliganteemponte. 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 iguais existentes. NH 2 (en) Co(en) 2 Co 2 (SO 4 ) 2 OH sulfato de µ-amido-µ-hidroxo-bis[etilenodiaminacobalto(iii)] Nox do Co: 2 Co + 2 en + NH 2- + OH - = + 4; 2 Co =+ 4; Co = +3

72 Nomenclatura - Resumo Nomenclatura segundo norma da IUPAC Prefixo (nº de ligantes) + Nome do ligante + Nome do metal(+ terminação) + nº de oxidação do metal Ordem no nome: nomeia-se os ligantes em ordem alfabética independentemente da carga. Ordem na fórmula: metal + ligantes: 1º. aniônico, 2º neutro. Prefixos: bi, tri, tetra, penta, hexa. 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

73 Nomenclatura - Resumo Nomenclatura segundo norma da IUPAC Nomes usuais Nome do ligante: alguns recebem nomes especiais: NH 3 = amin; Cl - = cloro; H 2 O = 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).

74 Nomenclatura - Exemplos (NH 3 ) 3 Co OH OH OH Co(NH 3 ) 3 3+ µ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(iii)] Nox do Co: 2 Co + 6 NH OH - = + 3; 2 Co =+ 3; Co = + 3 NH 2 (NH 3 ) 4 Co Fe(CN) 2 (CO) 2 Cl 2 O cloreto de µ-amido-µ-oxodicarbonildicianoferrato(iii)tetraminocobalto(iii)

75 Nomenclatura - Exemplos [Cd(SCN) 4 ] 2+ =Tetratiocianatocádmio(II) [Zn(NCS) 4 ] 2+ =Tetraisotiocianatozinco(II) [(NH 3 ) 5 Cr-OH-Cr(NH 3 ) 5 ]Cl 5 =Cloretode µ-hidroxo-bis[pentaminocromo(iii) NH 4 [Co(SO 3 ) 2 (NH 3 ) 4 ]=Tetraaminodissulfitocobaltato(III)deamônio Cis-[PtCl 2 (Et 3 P) 2 ]=Cis-diclorodi(trietilfosfino)platina(II)

76 Nomenclatura - Exemplos [Co(H 2 O) 6 ] 2+ = hexaaquacobalto(iii) [CoCl 4 ] 2- =tetraclorocobaltato(ii) [Ni(CO) 4 ] =tetracarbonilníquel(0) [Ag(NH 3 ) 2 ] + = diaminprata(i) [Al(OH) 4 ] - =tetrahidroxialuminato(iii) [Co(ONO)(NH 3 ) 5 ] 2+ =pentaaminnitritocobalto(iii) NCS - =isotiocianato escn - = tiocianato ONO - =nitrito NO 2- = nitro

77 K 4 [Fe(CN) 6 ]: [CoCl 2 (NH 3 ) 4 ]Cl: [Cr(en) 3 ]Cl 3 : [CrCl 2 (H 2 O) 4 ]Cl: Hexanitrocobaltato(III) de sódio? Nitrato de diclorobis(etilenodiamina)platina(iv)?

78 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 metal, somado aos elétrons cedidos pelos ligantes seja igual ao número atômico do gás nobre seguinte da tabela periódica" [Ni(CO 4 )]: Ni: Z=28 Ni(0) = 28 elétrons CO: doa 2 elétrons (2 x 4 = 8) NAE: = 36 (Kr)

79 Exemplos: Número Atômico Efetivo (NAE) [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ : Co: Z=27 Co(III) = 24 elétrons NH 3 : doa 2 elétrons (2 x 6 = 12) NAE: = 36 (Kr) [Fe(CN) 6 ] 4- : Fe: Z=26 Fe(II) = 24 elétrons CN: doa 2 elétrons (2 x 6 = 12) NAE: = 36 (Kr) [Mo(PCl 3 ) 3 (CO) 3 ]: Mo: Z=42 Mo(0) = 42 elétrons PCl 3 : doa 2 elétrons (2 x 3 = 6) CO: doa 2 elétrons (2 x 3 = 6) NAE: = 54 (Xe)

80 Número Atômico Efetivo de Alguns Metais em Complexos Átomo Z Complexo No de Elétrons No de Elétrons NAE Gás Nobre Fe 26 [Fe(CN) 6 ] 4- perdidos na formação do íon ganhos na Coordenação Kr Co 27 [Co(NH 3+ 3 ) 6 ] Kr Ni 28 [Ni(CO) 4 ] 8 36 Kr Cu 29 [Cu(CN) 4 ] 3- Pd 46 [Pd(NH 3 ) 6 ] Kr Xe Pt 78 [PtCl 6 ] Rn Cr 24 [Cr(NH 3 ) 6 ] Fe 26 [Fe(CN) 6 ] Ni 28 [Ni(NH 3 ) 6 ] Pd 46 [PdCl 4 ] Pt 78 [Pt(NH 3 ) 4 ]

81 Átomos doadores duros e.g. NH 3, H 2 O, OH -, CO 2-3 Átomos doadores pequenos Eletronegativos Não muito polarizável complexos Átomos doadores moles CO, PPh 3, C 2 H 4, SRH, CN -, SCN - Átomos doadores grandes Menos eletronegativos Facilmente polarizáveis Complexos fortes Complexos fortes Metais Duros" e.g. Fe(III), Mn(II), Cr(III) Metais pequenos (1a. Série) Alto estado de oxidação fracos Metais moles e.g. Ag(I), Cu(I) Metais grandes (2a. e 3a. séries) Baixo estado de oxidação

82 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 simétrica d) uma elevada EECC