3 - Chasqueweb

A QUÍMICA DOS
COMPOSTOS DE
COORDENAÇÃO
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 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 SO42-.
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?
Compostos formados por um íon metálico de transição (na
maioria dos casos) envolvido por átomos, moléculas ou grupos de
átomos (ligantes).
carga do
complexo
Para que um ligante possa participar de
n+/-
um complexo é fundamental que o mesmo
contenha pares eletrônicos disponíveis para
X+/-
efetuar ligações coordenadas.
n
contraíon
Um complexo pode
aniônico ou neutro.
ser
catiônico,
ligantes
íon metálico
Distribuição eletrônica nos átomos dos metais de transição
3d
Sc
[Ar]3d14s2
Ti
[Ar]3d24s2
V
[Ar]3d34s2
Cr
[Ar]3d54s1
Mn
[Ar]3d54s2
Fe
[Ar]3d64s2
Co
[Ar]3d74s2
Ni
[Ar]3d84s2
Cu
[Ar]3d104s1
Zn
[Ar]3d104s2
4s
4p
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
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
Regra: Os elétrons s são os primeiros a serem perdidos
Regra
elétrons de valência em um metal de transição = elétrons d
Ligação Coordenada?
Cada ligante doa ambos elétrons para a ligação com o centro metálico:
F
F
F
+
B
F
F
H
F
H
B
H
N
F
H
H
NH3
L
L
F
B
F
H
N
H
N
H
BF3
_
H
H3N > BF3
L
L
L
L
= ligação coordenada ou dativa
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+.
CoCl3.6NH3
amarelo
+ Ag+ = 3 mol AgCl
CoCl3.5NH3
púrpura
+ Ag+ = 2 mol AgCl
CoCl3.4NH3
verde
+ Ag+ = 1 mol AgCl
CoCl3.3NH3
+ Ag+ = 0 mol AgCl
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
[Co(NH3)5Cl]Cl2
3+
3 mol AgCl
[Co(NH3)4Cl2]Cl
+
2+
2 mol AgCl
[Co(NH3)3Cl3]
1 mol AgCl
0 mol AgCl
Teoria de Werner
Explicação para a ligação nos complexos: baseada nos ensaios:
Medidas de condutividade
CrCl3.6H2O = 6 cargas (3Cl- dissociáveis) = 430 Ω-1 cm2 mol-1
CrCl3.5H2O = 4 cargas (2Cl- dissociáveis) = 260 Ω-1 cm2 mol-1
CrCl3.4H2O = 2 cargas (Cl- dissociável) = 110 Ω-1 cm2 mol-1
[Cr(H2O)6]3+ 3Cl-
[Cr(H2O)5Cl]2+ 2Cl-
Existência de 2 tipos de valência:
1)
valência primária (dissociável)
2)
valência secundária (não dissociável)
[Cr(H2O)4Cl2]+ Cl-
Ligações iônicas
cátion complexo – ânion
Ligação coordenativa
ligante – átomo ou íon metálico
Valência primária: 3
[Co(NH3)6]Cl3
Valência secundária: 6
aplicações
médicas
estados de
oxidação
atividade
biológica
O que é interessante
sobre os complexos de
cor
comportamento
magnético
metais de transição??
geometria
número de
coordenação
Sidgwick 1927 - modelo de ligação
“base de Lewis"
Exemplo: [Co(NH3)6]3+
NH3
3+
H3N
6
NH3
+ Co3+
N
H
H
H3N
H
NH3
“ácido de Lewis"
NH3
Complexos ou Compostos de Coordenação
Ácido de
Lewis
+
1 ou mais
bases de
Lewis
=
complexo
ácido de Lewis = átomo ou íon central (receptor de pares de e-s)
bases 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
número de coordenação = o número de ligantes que envolvem o
átomo do metal.
Por
exemplo:
[Co(NH3)6]Cl3,
no
o
complexo
número
de
coordenação é 6, pois existem 6
H3N
moléculas de amônia ligadas ao íon
Os ligantes representados fora dos
colchetes
(Cl-)
não fazem parte do
número de coordenação.
NH3
3 Cl-
Co
H3N
cobalto(III).
3+
NH3
NH3
NH3
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
Cu(I), Ag(I), Au(I), Hg(II)
linear (configuração
eletrônica simétrica)
[Au(CN)2]180º
[CuCl2]180o
[AgCl2]180º
Número de coordenação = 3
trigonal planar
[Cu(CN)2]-
CN
CN
Cu
Cu
C
N
N
C
C
N
N
C
Cu
Cu
CN
CN
n
[HgI3]-
120o
Número de coordenação 4
Geometria tetraédrica
Geometria quadrado planar
109o
90o
átomo central for pequeno e os
ligantes forem grandes (tais como Cl-,
Br- e I-) ou oxoânions.
TiCl4
[CoCl4]2-
[PtCl4]2-
[CuCl4]2-
[MnO4]-
[AuBr4]-
[Zn(NH3)4]2+
[NiCl4]2-
[Co(CN)4]2-
Número de coordenação 4
Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes
ML4n± ; nc = 4
arranjo tetraédrico
[NiCl4]2L
M
arranjo quadrado planar
[Ni(CN)4]2L
M
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 anticâncer : (Platinol-AQ)
tratamento de câncer por quimioterapia: são utilizados complexos
cis de Pt por conseguirem se ligar ao DNA e ter efeito terapêutico.
Número de coordenação = 5
A geometria de complexos penta-coordenados se situa entre bipirâmide
trigonal e pirâmide quadrada.
Bipirâmide trigonal
Pirâmide quadrada
axial
90o
90o
equatorial
120o
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
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.
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).
Número de coordenação 6
Geometria octaédrica
Geometrica trigonal prismática
Sc(OH2)6]3+
[Cr(NH3)6]3+
[Mo(CO)6]
[Fe(CN)6]4-
do metais
WMe6
Exemplo: Influência do tamanho dos ligantes
Complexos de Al3+ (r = 0,50 Å)
[AlF6]3r(F-) = 1,36 Å
octaédrico
[AlCl4]r(Cl-) = 1,81 Å
tetraédrico
L
L
M
M
Exemplos de Complexos de metais de transição
Rubi; Corundum
Al2O3 com impurezas de Cr3+
Safira; Corundum
Al2O3 com impurezas de
Centro metálico octaédrico
Fe2+ e Ti4+
Número de coordenação 6
Esmeralda; Beryl
AlSiO3 contendo Be com impurezas de Cr3+
Hemoglobina
O2
N
N
Fe
OH2C
N
N
NR
OH2C
Carrega o oxigênio no sangue
Complexo de metal de transição Fe-Profirina
Íon Fe(II) coordenação octaédrica
Número de coordenação 6
Número de coordenação 7
Octaédro mono-
Bipirâmidal pentagonal
encapuzado
D5h
Prisma trigonal tetragonal/e
encapuzado
[ZrF7]3[WBr3(CO)4)](distocido)
[TaF7]2-
comum em metais d mais pesados com altos nox
Número de coordenação 7
Octaédro mono-
Bipirâmidal pentagonal
encapuzado
D5h
Prisma trigonal tetragonal/e
encapuzado
[ZrF7]3[WBr3(CO)4)](distocido)
[TaF7]2-
comum em metais d mais pesados com altos nox
Número de coordenação 8
Dodecaédro
antiprisma quadrado Na3[Mo(CN)8]
Número de coordenação 9
Prisma trigonal triencapuzado
[ReH9]2-
(nBu4N)3[Mo(CN)8]
Tipos de ligantes
Os ligantes podem apresentar mais de um átomo com
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
elétrons
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 σ ao centro metálico.
monóxido de
carbono
C
O
CNcianeto
amônia
NH3
NOnitroso
H2O
água
C
N
haleto
N
O
X
OHhidróxido
hidreto
O
H
H
isocianato NCS-
S
C
N
SCN-
N
C
S
P
PPh3
fosfina
Phfenil
tiocianato
Ligantes π
os elétrons em uma mútipla ligação pode atuar como um par de elétrons
isolados:
H2C
CH2
RC
CR
CH2
Cl
K+
Cl
Pt
Cl CH2
[PtCl3(η
η2-C2H4)]-
eta-dois eteno significa que C2H4 está coordenado via dois átomos ao metal
Ligantes bidentados: 2 átomos doadores
ligantes quelatos se ligam fortemente ao centro metálico
1,2-diaminoetano =
etilenodiamina = en
H 2N
1,2-difenilfosfinaetano
dppe
Ph2P
NH2
PPh 2
2,2'-bipiridina
bpy
N
N
1,10-fenantrolina
phen
N
O
acetato = ac-
oxalato = ox2-
H 3C
O
-
N
O
O
O
O
-
Ligantes tridentados: três átomos doadores
H 2N
dietilenotriamina: dien
NH
NH2
Ligantes tetradentados: 4 átomos doadores
NH2
tris(2-aminoetil)amina
N
tren
NH2
NH2
N
NH
NH
N
porfinpiridina
N
HN
ftalocianamida
N
N
N
N
HN
N
Ligantes multidentados
tetraânion do ácido etilenodiaminatetraacético: EDTA
O
O
O
O
N
N
O
O
O
O
O
O
O
Hexadentado
O
N
M
O
O
N
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
[MnO4]-
-2
+7
d0
[Ag(NH3)2]+
0
+1
d10
]3+
0
+3
d1
[Co(en)3]3+
0
+3
d6
[Ti(H2O)6
[PtCl2(NH3)2]
[V(CN)6
]4-
[Fe(ox)3]3-
- 1, 0
-1
-2
+2
d8
+2
d3
+3
d5
en =
H2N
O
ox =
-O
NH2
O
O-
Praticando um pouco
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.
Complexo pode ser uma espécie neutra ou um íon (cátion ou ânion).
Fórmula química do complexo: colocada entre colchetes:
[Co(NH3)6]Cl3
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).
[CoCl2(NH3)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.
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
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
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
Nomenclatura
Espécie
H-
Outros ligantes aniônicos
Nome da espécie
Nome do ligante
hidreto
hidrido
OH-
hidróxido
hidroxo
O2-
óxido
oxo
O22-
peróxido
peroxo
NH2-
amideto
amido
N3-
nitreto
nitreto
N3-
azido
azido
NH2-
imido
imido
Nomenclatura
Espécie
Oxiânions
Nome da espécie
Nome do ligante
SO4-
sulfato
sulfato
CH3COO-
acetato
acetato
CH3COCHCOCH3C2O42-
acetilacetonato
oxalato
acetilacetonato
oxalato ou oxalo
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
NO2-
nitrito
- ONO-
nitrito
NO2-
nitrito
- NO2-
nitro
Ligantes catiônicos
Espécie
Nome da espécie
Nome do ligante
NH4+
amônio
amônio
H3NNH2+
hidrazínio
hidrazínio
Outros ligantes
Espécie
P(C6H5)3
NH2CH2CH2NH2
C5H5N
Nome da espécie
trifenilfosfina
etilenodiamina
piridina
Nome do ligante
trifenilfosfina (PPh3)*
etilenodiamina (en)
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,
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.
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.
[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
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 µ (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
iguais existentes.
NH2
Co(en)2
(en)2Co
(SO4)2
OH
sulfato de µ-amido-µ
µ-hidroxo-bis[etilenodiaminacobalto(III)]
Nox do Co: 2 Co + 2 en + NH2- + OH- = + 4; 2 Co + 0 -1 -1 =+ 4; Co = +3
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
Nomenclatura - Resumo
Nomenclatura segundo norma da IUPAC
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).
Nomenclatura - Exemplos
3+
OH
(NH3)3Co
OH
Co(NH3)3
OH
µ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(III)]
Nox do Co: 2 Co + 6 NH3 + 3 OH- = + 3; 2 Co + 0 - 3 =+ 3; Co = + 3
NH2
Fe(CN)2(CO)2
(NH3)4Co
Cl2
O
cloreto de µ -amido-µ
µ-oxodicarbonildicianoferrato(III)tetraminocobalto(III)
Nomenclatura - Exemplos
[Cd(SCN)4] 2+ = Tetratiocianatocádmio(II)
[Zn(NCS)4] 2+ = Tetraisotiocianatozinco(II)
[(NH3)5Cr -OH- Cr(NH3)5] Cl5 = Cloreto de µ-hidroxo-bis[pentaminocromo(III)
NH4 [Co(SO3)2(NH3)4] = Tetraaminodissulfitocobaltato(III) de amônio
Cis - [PtCl2(Et3P)2] = Cis-diclorodi(trietilfosfino)platina (II)
Nomenclatura - Exemplos
[Co(H2O)6]2+ = hexaaquacobalto(III)
[CoCl4]2- = tetraclorocobaltato(II)
[Ni(CO)4] = tetracarbonilníquel(0)
[Ag(NH3)2]+ = diaminprata(I)
[Al(OH)4]- = tetrahidroxialuminato(III)
[Co(ONO)(NH3)5]2+ = pentaaminnitritocobalto(III)
NCS- =isotiocianato e SCN- = tiocianato
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
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 elétrons
CO: 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
perdidos na
NAE
Gás Nobre
ganhos na
formação do íon
Coordenação
Fe
26
[Fe(CN)6]4-
2
Co
27
[Co(NH3)6]3+
3
Ni
28
[Ni(CO)4]
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
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-
8
52
Pt
78
[Pt(NH3)4]2+
8
84
12
2
2
36
12
36
8
36
Kr
Kr
Kr
Rn
Átomos doadores
moles
Átomos doadores duros
e.g. NH3, H2O, OH-, CO32-
CO, PPh3, C2H4, SRH, CN-, SCN-
Átomos doadores pequenos
Átomos doadores grandes
Eletronegativos
Não muito polarizável
Complexos
Menos eletronegativos
complexos
fortes
Metais “Duros"
Facilmente polarizáveis
Complexos
fracos
fortes
Metais moles
e.g. Fe(III), Mn(II), Cr(III)
e.g. Ag(I), Cu(I)
Metais pequenos (1a. Série)
Metais grandes (2a. e 3a. séries)
Alto estado de oxidação
Baixo estado de oxidação
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