Compostos de coordenação

Nome: Anne Borges de Bastos

Turma: EQM03_T01

Título: Compostos de coordenação (5ª edição)

Manaus, 25 de Março de 2015.

COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

SAIS DUPLOS E COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

Compostos de adição se referem as substâncias formadas pelo contato de dois ou mais compostos de nível estável. Podem ser formados sais complexos, que são aqueles que conseguem preservar suas características em solução; e sais duplos, aqueles que perdem essa identidade.

O TRABALHO DE WERNER

Em 1893, Werner propôs a teoria da coordenação. Sem qualquer auxílio de técnicas instrumentais modernas ou de conhecimentos sobre ligações e estruturas químicas, Werner conseguiu a partir de observações afirmar que os metais apresentam valência de dois tipos em compostos.

A valência primária (não direcional) refere-se a quantidade de cargas presentes íon complexo. Como, na maioria dos casos, os complexos são compostos por cargas positivas, elas são equilibradas por íons cargas negativas. Esse tipo de valência ocorre tanto em sais complexos quanto em sais simples.

A valência secundária (direcional) refere-se ao atual número de coordenação, ou seja, a quantidade de átomos que se ligam ao metal. Cada íon irá possuir uma forma distinta, por isso é uma valência direcional, e cada metal possui um número distinto de valências secundárias.

MÉTODOS MAIS RECENTES PARA O ESTUDO DE COMPLEXOS

A concentração de soluto e as cargas das espécies da solução são os fatores que determinam a condutividade elétrica de uma substância iônica. Essas condutividades para alguns compostos referem-se a mesma estrutura determinada por Werner.

Um líquido tem seu ponto de fusão reduzido quando é dissolvida uma substância nele. O número de partículas provenientes da solução determina o quanto o ponto de fusão será reduzido. Essas informações são utilizadas para a determinação da estrutura.

Outro aspecto importante é o momento magnético que determina a quantidade de elétrons de spins desemparelhados no complexo. Com isso podemos saber a organização dos elétrons, assim como os orbitais ocupados.

Os espectros eletrônicos auxiliam na determinação da energia e estrutura, possibilitando a distinção de estruturas tetraédricas de octaédricas e se ocorre alguma distorção.

O método mais eficaz, porém, é a difração de raios x que permite determinar a estrutura cristalina fornecendo informações como comprimentos e ângulos de ligações dos compostos.

NÚMEROS ATÔMICOS EFETIVOS

A doação de um par de elétrons ao elemento central cria a ligação coordenada. Por apresentarem orbitais d parcialmente livres, os metais de transição formam compostos coordenados com mais facilidade.

Sidwick, seguindo a regra do número atômico efetivo (NAE), determinava que o metal deveria atingir a configuração do gás nobre mais próximo, acrescentando para isso a quantidade necessária de pares eletrônicos. Tal regra garante a estabilidade de muitos complexos, porém há muitas exceções. Isso porque, além da estabilidade, é preciso alcançar uma estrutura simétrica independentemente da quantidade de pares eletrônicos envolvidos.

FORMAS DOS ORBITAIS d

Esses orbitais podem ser classificados em dois grupos. Três deles são (de) que apresentam formas iguais e lóbulos entre os eixos x, y e z. E os outros dois são (dg) que possuem formas distintas e lóbulos no sistema cartesiano x e y.[pic 1][pic 2]

LIGAÇÕES DE COMPLEXOS DE METAIS DE TRANSIÇÃO

Discutiremos a seguir teorias que procuram explicar as ligações feitas pelos ligantes e metal central do complexo.

Teoria da ligação de valência

Desenvolvida por Pauling, essa teoria estabelece que os compostos de coordenação possuem íons que atraem os ligantes para formar ligações. Dessa forma, o metal necessita possuir um orbital disponível e os ligantes devem apresentar pares eletrônicos para fazer a ligação. Com isso é possível inferir a estrutura e estabilidade do composto, pois a teoria determina quais orbitais formam a ligação. A teoria, porém, não apresenta explicações para os espectros eletrônicos dos metais ou a variação de propriedades magnéticas com a temperatura.    

A teoria do campo cristalino

Criada por Bethe e van Vleck, é uma teoria relativamente simples e capaz de explicar o que a teoria de Pauling não conseguia. Ela determina que a força de atração entre o átomo central e os ligantes é puramente eletrostática, classificando as ligações nos complexos como provenientes de atrações íon-íon. Sua falha seria a exclusão de contribuições covalentes.

Teoria dos orbitais moleculares

A teoria dos OM (orbitais moleculares) engloba tanto as contribuições covalentes quanto iônicas, sendo a mais adequada para caracterizar as ligações químicas. Porém, sua falha está na dificuldade em descrever as moléculas por meio de cálculos muito complexos, havendo formas mais simples, como a simetria e teoria de grupos, para realizar tal tarefa.

TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

As etapas que compõem essa teoria são formadas por um conjunto de processos hipotéticos. Adotando o íon Co3+ como exemplo podemos identificar as etapas que formam essa teoria. A configuração eletrônica desse íon é de 3d6. Se o complexo a ser formado apresentar seis ligantes, se faz uso do 4s, dos três orbitais 4p e dois 4d, que irão se combinar para criar seis orbitais híbridos sp3d2 de mesma energia.

Complexos que utilizam orbitais externos, como o 4d do Co3+, para as ligações recebem a denominação de complexo de esfera externa. A energia envolvida é alta e o complexo será reativo ou inertes. Por sua vez, complexos que fazem uso de orbitais de pouca energia, como os d internos do íon em questão, em ligações são complexos de esfera interna e apresentam maior estabilidade.

        O íon metálico também apresenta a possibilidade de formar compostos com número de coordenação quatro, gerando assim arranjos distintos.

TEORIA DO CAMPO CRISTALINO

Essa teoria define metal central como um íon de carga positiva rodeado por ligantes com carga negativa ou moléculas neutras com elétrons livres. No caso de moléculas neutras, a atração ocorre por meio da parte negativa do dipolo elétrico. Os elétrons do metal sofrem com forças de repulsam ocasionadas pelos elétrons dos ligantes. Dessa forma, os elétrons ocupam os orbitais d mais afastados dos ligantes.