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Química dos Compostos de Coordenação Alunos: João Guilherme Nitsch14300 Liziara de Mello Valerio13907 Lucas Rodrigues Abbruzzini 13792 Prof. Dr. Élcio.

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1 Química dos Compostos de Coordenação Alunos: João Guilherme Nitsch14300 Liziara de Mello Valerio13907 Lucas Rodrigues Abbruzzini Prof. Dr. Élcio Barrak Universidade Federal de Itajubá

2 Sumário Complexos metálicos Complexos metálicos Ligantes com mais de um átomo doador Ligantes com mais de um átomo doador Nomenclatura de química de coordenação Nomenclatura de química de coordenação Isomerismo Isomerismo Cor e magnetismo Cor e magnetismo Teoria do campo cristalino Teoria do campo cristalino

3 Complexos Metálicos Definição: Uniões de um íon metálico central ligado a um grupo de moléculas ou íons vizinhos; Definição: Uniões de um íon metálico central ligado a um grupo de moléculas ou íons vizinhos; Os compostos que têm complexos são conhecidos como compostos de coordenação; Os compostos que têm complexos são conhecidos como compostos de coordenação; As moléculas que circundam um complexo são chamadas de ligantes; As moléculas que circundam um complexo são chamadas de ligantes;

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5 Teoria de Werner Propõe que os íons metálicos exibem tanto valências primárias quanto secundárias. Propõe que os íons metálicos exibem tanto valências primárias quanto secundárias. Exemplos: Exemplos: Form. original Cor Form. Moderna CoCl 3. 6 NH 3 Laranja [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 CoCl 3. 5 NH 3 Roxo [Co(NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 CoCl 3. 4 NH 3 Verde trans-[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl CoCl 3. 4 NH 3 Violeta cis-[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl

6 Ligação Metal-ligante A ligação entre um ligante e um íon metálico é um exemplo de interação entre uma base de Lewis e um ácido de Lewis. A ligação entre um ligante e um íon metálico é um exemplo de interação entre uma base de Lewis e um ácido de Lewis. A formação das ligações metal-ligante podem alterar profundamente as propriedades que observamos para o íon metálico. A formação das ligações metal-ligante podem alterar profundamente as propriedades que observamos para o íon metálico.

7 Cargas, Números de Coordenação e Geometrias Carga: a carga de um complexo é a soma das cargas do metal central e de seus ligantes circundantes. Carga: a carga de um complexo é a soma das cargas do metal central e de seus ligantes circundantes. Número de coordenação: é o número de átomos diretamente ligados ao átomo metálico em um complexo. Número de coordenação: é o número de átomos diretamente ligados ao átomo metálico em um complexo.

8 Ligantes com mais de um Átomo Doador Ligantes monodentados: possuem um único átomo doador e são capazes de ocupar apenas um sítio em uma esfera de coordenação. Ligantes monodentados: possuem um único átomo doador e são capazes de ocupar apenas um sítio em uma esfera de coordenação. Ligantes polidentados: podem ter dois ou mais átomos doadores, podendo coordenar-se simultaneamente a um íon metálico, conseqüentemente ocupando dois ou mais sítios de coordenação. Estes também são chamados de agentes quelantes. Ligantes polidentados: podem ter dois ou mais átomos doadores, podendo coordenar-se simultaneamente a um íon metálico, conseqüentemente ocupando dois ou mais sítios de coordenação. Estes também são chamados de agentes quelantes.

9 Efeito Quelato: as constantes de formação geralmente maiores para os ligantes polidentados em comparação com os monodentados é conhecida como efeito quelato. Efeito Quelato: as constantes de formação geralmente maiores para os ligantes polidentados em comparação com os monodentados é conhecida como efeito quelato. Os agentes quelatos são geralmente usados para prevenir uma ou mais das reações costumeiras de um íon metálico sem removê-lo da solução. Os agentes quelatos são geralmente usados para prevenir uma ou mais das reações costumeiras de um íon metálico sem removê-lo da solução.

10 Estruturas de três agentes quelantes, “ox”, “en”, EDTA

11 Os complexos derivados da porfina são chamados de porfirinas; e contêm diferentes íons metálicos e têm diferentes grupos substituintes ligados aos átomos de carbono na periferia dos ligantes. Os complexos derivados da porfina são chamados de porfirinas; e contêm diferentes íons metálicos e têm diferentes grupos substituintes ligados aos átomos de carbono na periferia dos ligantes. As clorofilas são porfirinas que contêm Mg(II) e são componentes-chave na conversão de energia solar em formas que podem ser usadas pelos organismos vivos. As clorofilas são porfirinas que contêm Mg(II) e são componentes-chave na conversão de energia solar em formas que podem ser usadas pelos organismos vivos.

12 Curiosidade Um método de tratar envenenamento por chumbo é administrar Na 2 [Ca(EDTA)]. O (EDTA) quela-se ao chumbo, permitindo que ele seja removido do corpo pela urina. Um método de tratar envenenamento por chumbo é administrar Na 2 [Ca(EDTA)]. O (EDTA) quela-se ao chumbo, permitindo que ele seja removido do corpo pela urina.

13 Nomenclatura de Química de Coordenação Regras que governam a nomenclatura de complexos: Regras que governam a nomenclatura de complexos: Ao dar nome aos sais, o nome do ânion é dado antes do nome do cátion seguido da palavra Ao dar nome aos sais, o nome do ânion é dado antes do nome do cátion seguido da palavra ‘de’. Por exemplo: NaCl – cloreto de sódio ‘de’. Por exemplo: NaCl – cloreto de sódio Em um íon ou molécula complexa, os ligantes recebem os nomes antes do metal, em ordem alfabética e o número de ligantes não é considerado. Por exemplo: Em um íon ou molécula complexa, os ligantes recebem os nomes antes do metal, em ordem alfabética e o número de ligantes não é considerado. Por exemplo: [Co(NH 3 ) 5 Cl] – Pentaminclorocobalto (III) [Co(NH 3 ) 5 Cl] – Pentaminclorocobalto (III)

14 Os nomes dos ligantes aniônicos terminam com Os nomes dos ligantes aniônicos terminam com a letra “o”, enquanto os ligantes neutros ordinários possuem o nome das moléculas. Por exemplo: NH 3 - Amino H 2 O – Aqua a letra “o”, enquanto os ligantes neutros ordinários possuem o nome das moléculas. Por exemplo: NH 3 - Amino H 2 O – Aqua  Os prefixos gregos (di, tri, tetra, penta, hexa) são usados para indicar o número de cada tipo de ligante quando mais de um estiver presente. Se o ligante por si só já contém um prefixo desse tipo usa-se (bis, tris, tetrakis etc.). [Co(en) 3 ]Br 3 brometo de tris(etilenodiamin) cobalto(III)

15 Se um complexo for um ânion, seu nome termina em –ato. Por exemplo: Se um complexo for um ânion, seu nome termina em –ato. Por exemplo: [CoCl 4 ] -2 tetraclorocobaltato (II) O número de oxidação do metal é dado entre parênteses em números romanos após o nome do metal. Por exemplo: O número de oxidação do metal é dado entre parênteses em números romanos após o nome do metal. Por exemplo: [(Ni(NH 3 ) 6 ]Br 2 brometo de hexaminníquel (II)

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17 Isomerismo Os isômeros são compostos com a mesma composição, mas em diferentes arranjos de átomos e por isso com diferentes propriedades. Os isômeros são compostos com a mesma composição, mas em diferentes arranjos de átomos e por isso com diferentes propriedades.

18 Número de Coordenação = 2 Íons complexos nos quais o íon metálico central forma apenas duas ligações com ligantes são lineares (sp). São lineares, pois formam apenas duas ligações com ângulo de 180°. H H N Ag N H H ][

19 Número de Coordenação = 4 Apresentam dois tipos de geometria, a tetraédrica e a quadrada plana. Na quadrada plana podem ocorrer isômeros geométricos, que diferem quanto à absorção, solubilidade em água, ponto de fusão e reatividade química. Os dois tipos são: Cis: ligantes semelhantes estão o mais próximo possível Trans: mantém esses grupos o mais afastado possível

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21 Número de Coordenação = 6 A geometria octaédrica é característica, estando equidistante do íon metálico central. Neste número de coordenação também ocorre isomeria geométrica cis e trans.

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23 Isomerismo estrutural 1) Isomerismo de ligação. Ocorre quando um ligante é capaz de coordenar-se ao íon metálico por um de dois átomos doadores. 2) Isomerismo de esfera de coordenação. Diferem dos ligantes diretamente ligados ao metal, em oposição a estar fora da esfera de coordenação na rede sólida

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25 Esteroisomerismo São isômeros com os mesmos arranjos de ligação química mas diferentes arranjos espaciais dos ligantes.

26 1) Isomerismo geométrico Diferem um do outro nas posições relativas dos átomos doadores na esfera de coordenação. Os mais comuns são os isômeros cis e trans. Diferem um do outro nas propriedades físicas e químicas.

27 2) Isomerismo óptico São imagens especulares não-superponíveis uma da outra. São quirais.

28 Cor e Magnetismo É importante se estudar cores e propriedades magnéticas dos complexos de metais de transição para o desenvolvimento de modelos modernos para a ligação metal-ligante. É importante se estudar cores e propriedades magnéticas dos complexos de metais de transição para o desenvolvimento de modelos modernos para a ligação metal-ligante.

29 Cor A cor de um complexo depende do elemento em particular, de seu estado de oxidação e dos ligantes unidos ao metal. A cor de um complexo depende do elemento em particular, de seu estado de oxidação e dos ligantes unidos ao metal. Para que um composto tenha cor ele deve absorver luz visível. A luz consiste em radiação eletromagnética com comprimento de onda variando de aproximadamente 400 até 700 nm. Para que um composto tenha cor ele deve absorver luz visível. A luz consiste em radiação eletromagnética com comprimento de onda variando de aproximadamente 400 até 700 nm. Um composto absorverá radiação quando aquela radiação possuir a energia necessária para mover um elétron de seu estado de energia mais baixo para um mais excitado. Um composto absorverá radiação quando aquela radiação possuir a energia necessária para mover um elétron de seu estado de energia mais baixo para um mais excitado.

30 Um objeto tem cor específica quando: Um objeto tem cor específica quando: 1) Ele reflete ou transmite luz daquela cor 2) Ele absorve luz da cor complementar.

31 Magnetismo Muitos complexos de metais de transição exibem paramagnetismo simples. Neles, os íons metálicos individuais possuem certo número de elétrons desemparelhados. Muitos complexos de metais de transição exibem paramagnetismo simples. Neles, os íons metálicos individuais possuem certo número de elétrons desemparelhados.

32 Teoria do Campo Cristalino A Teoria de Campo cristalino é um dos modelos que explica a estrutura eletrônica e as cores de íons complexos. Ligação ente ligantes e um íon metálico, onde supõe-se que o único efeito dos ligantes seja criar um campo eletrostático em torno dos orbitais “d” do íon metálico. Energia de desdobramento de campo cristalino (∆q): É a diferença de energia entre os grupos de orbitais. A série espectroquímica relaciona os ligantes em ordem de suas habilidades de desdobrar as energias dos orbitais “d” em complexos octaédricos. Cl - < F - < H 2 O < NH 3 < en < NO 2 - (ligado por N) < CN -

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34 A energia necessária para adicionar um quarto elétron a um orbital t 2 de mais baixa energia é chamada de energia de emparelhamento de spin. A energia necessária para adicionar um quarto elétron a um orbital t 2 de mais baixa energia é chamada de energia de emparelhamento de spin. Os elétrons “d” a seguir preferencialmente se emparelham nos orbitais de mais baixa energia, produzindo um complexo de spin baixo. Os elétrons “d” a seguir preferencialmente se emparelham nos orbitais de mais baixa energia, produzindo um complexo de spin baixo. Quando os elétrons ocupam orbitais d de energia mais alta de preferência a emparelharem-se no conjunto de orbitais de mais baixa energia, têm- se um complexo de spin alto. Quando os elétrons ocupam orbitais d de energia mais alta de preferência a emparelharem-se no conjunto de orbitais de mais baixa energia, têm- se um complexo de spin alto.

35  Complexo de spin alto: Maior número de elétrons não emparelhados. São previstos quando a energia de desdobramento do campo cristalino, ∆q é um número pequeno.  Complexo de spin baixo: Menor número de elétrons emparelhados. São previstos quando a energia de desdobramento do campo cristalino, ∆q é um número grande.

36 Esse modelo explica a cor dos íons complexos. A energia de desdobramento determina o comprimento de onda da luz absorvida por um complexo, portanto, sua cor. Com esse conhecimento foio possível organizar a série espectroquímica, considerando que, quando o ∆q diminui, o comprimento de onda aumenta, e maior é a tendência à formação de complexos de spin alto.

37 Uso dos Compostos de Coordenação  Tornar solúveis espécies insolúveis em água;  Hemoglobina e o transporte de oxigênio;  EDTA e envenenamento por chumbo;  Compostos de coordenação no tratamento do câncer.

38 Referências Bibliográficas T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten e J. R. Burdge. Química: A Ciência Central, 9ª. ed.. São Paulo: Pearson, T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten e J. R. Burdge. Química: A Ciência Central, 9ª. ed.. São Paulo: Pearson, 2005.


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