Compostos De Coordenação - Resumo

INTRODUÇÃO

A teoria dos compostos de coordenação deu-se no final do século XIX e início do século XX através dos pesquisadores Alfred Werner e Sophus Mads Jörgensen. A detecção de compostos que tinham características de sais duplos motivou os pesquisadores a se aprofundarem no assunto. No início de suas pesquisas perceberam que algumas propriedades simples desses compostos mostravam-se diferentes.

Exemplo:

Sal duplo: NaKSO4(s) ⇒ Na+(aq) + K+(aq) + SO42-(aq)

Composto de Coordenação: CoCl3.6NH3(s) ⇒ [Co(NH3)6]3+(aq) + 3Cl-

Observa-se que em solução, todos os íons do sal duplo dissociam-se enquanto que, nos compostos de coordenação, algumas moléculas neutras ou mesmo ânions permanecem ligados, assim, temos menos espécies em solução. Dentre as divergências encontradas, destaca-se o fato de que as regras de valência não eram respeitadas.

Estes compostos foram chamados de complexos. Atualmente, muitas vezes nos referimos a eles como complexos, mas é melhor denominá-los de compostos de coordenação.

O DESENVOLVIMENTO DA TEORIA DE WERNER

A teoria da coordenação de Werner foi a primeira tentativa de explicar a ligação existente em complexos de coordenação. Suas experiências envolveram a síntese e a caracterização de diferentes compostos com adição de platina e cobalto. Podemos citar, por exemplo, que na série de CoCl3. n (NH3), quando variou de 4 até 6, obtivemos compostos com diferentes cores e condutividade e, quando n=4, obtivemos dois compostos com cores diferentes.

Werner com suas pesquisas teve a capacidade de explicar as características primordiais das estruturas geométricas dos complexos metálicos, percebendo assim, que nos complexos o metal apresenta dois tipos de valência. Sendo estas a valência primária correlacionando-se ao número de carga do íon ou estado de oxidação. E a valência secundária relacionada ao número de espécies ligadas covalentemente à espécie central.

DEFINIÇÕES DE TERMOS USADOS NA QUÍMICA DOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

Espécie Central – átomo ou íon ao qual estão ligados por covalência às outras espécies que compõem o composto de coordenação.

Ligantes – moléculas, íon simples ou compostos que estão ligados por covalência dativa à espécie centrall.

Coordenação de um ligante - quando um ligante liga-se à espécie central.

Átomo doador – átomo pertencente a uma molécula ou íon composto que doa um par de elétrons.

Complexo e íon complexo – o conjunto formado pela espécie central e os ligantes, podendo ser uma molécula neutra, um cátion ou um ânion.

Contra-íon – cátion ou ânion usado para possibilitar a neutralização de um íon complexo formando um sal.

Carga do íon complexo – o resultado da soma das cargas negativas e positivas oriunda dos ligantes e da espécie central.

Escrevendo a fórmula molecular – sempre a fórmula do íon complexo deve ser escrita entre colchetes; os ligantes quando são íons compostos e moléculas são escritas entre parênteses.

Ligantes presentes em um mesmo complexo – Podemos ter diferentes ligantes coordenados a um mesmo átomo central.

TIPOS DE LIGANTES

Os ligantes classificam-se de acordo com o número de átomos junto ao íon metálico. Aqueles que se ligam por meio de um átomo são chamados de monodentados. São chamados de bidentados ligantes que possuem dois átomos doadores que podem ligar-se ao mesmo tempo à espécie central. Desde modo, quando tivermos 3 ou mais denomina-se polidentado. Ligantes que possuem mais de um átomo doador diferente são denominados ambidentados.

Fig.1 (a) Ligantes bidentados e monodentados; (b) Ligantes monodentados; (c) Ligantes monodentados e ambidentados.

ESTRUTURA E ISOMERIA

• ESTRUTURA E NÚMERO DE COORDENAÇÃO

A espécie central tem a importante função de definir o número de coordenação de um composto. Os compostos de coordenação com o NC 1 e 2 são raros sendo com 1 pouco importante. Com o número de coordenação 3 também são raros, são encontrados junto a ligantes volumosos. Complexos formados com este ligante e metais do bloco d mostram estrutura trigonal plana. Os compostos com NC 4 não é raro como os anteriores e além disso possibilita duas possíveis estruturas: a quadrado plano e a tetraedral.

Com o número de coordenação 5, encontram-se as estruturas bipirâmide trigonal e pirâmide de base quadrada sendo essas desfavoráveis o que caracteriza que não existe uma estrutura predominante. Com o número de coordenação 6 são possíveis três estruturas: octaédrica (a mais comum), octaédrica antiprismática trigonal e a prismática trigonal.

Os NC 7, 8 e 9 apresentam alguns exemplos no bloco d, com elementos da segunda e terceira série de transição. Para os números de coordenação 8 e 9, temos exemplos, principalmente com elementos do bloco f.

• ISOMERIA

Os compostos de coordenação apresentam os seguintes tipos de isomeria: geométrica, ótica, de ligação, de coordenação, de ligante, de ionização e de solvatação.

Isomeria Geométrica

O composto do tipo [MA4B2] pode apresentar dois tipos de isômeros. Os tipos cis e trans. Para os complexos do tipo [MA3L3], teremos também dois isômeros, o meridional (mer) e facial (fac).

Isomeria Ótica

Uma característica da isomeria ótica é o poder desviar a luz polarizada para a direita ou para a esquerda. Quando este desvio ocorre para a direita, estas substâncias são (d); e quando o desvio é para a esquerda, elas são (l). Quando temos uma mistura contendo metade de cada um dos isômeros, não ocorre o desvio da luz polarizada. A diferença entre os dois compostos se dá apenas diante da luz polarizada.

As duas estruturas não podem ser superpostas, similarmente às nossas mãos.

Isomerias de: coordenação; ligação; ligante; ionização e solvatação.

• Isomeria