Compostos de Coordenação - Nomenclatura

D I S C I P L I N A

Diversidade Química do Ambiente

História e nomenclatura dos compostos de coordenação Autores Ótom Anselmo de Oliveira Ademir Oliveira da Silva

aula

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Divisão de Serviços Técnicos Catalogação da publicação na Fonte. UFRN/Biblioteca Central “Zila Mamede”

Silva, Ademir Oliveira da. Diversidade química do ambiente / Ademir Oliveira da Silva, Otom Anselmo de Oliveira. – Natal, RN, : EDUFRN, 2006. 292 p. : il 1. Ácidos 2. Óxidos. 3. Sais. 4. Complexos. I. Oliveira, Otom Anselmo. II. Título.

ISBN 978-85-7273-333-5 RN/UF/BCZM

2006/85

CDU 54-31 CDD 661.2

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Apresentação Nesta aula, iniciaremos os estudos dos compostos de coordenação, abordando aspectos históricos e apresentando as regras usadas para representação através de fórmulas e nomenclatura de tais compostos. Esses compostos podem ser iônicos ou não iônicos, e as espécies químicas coordenadas que os constituem podem ser definidas como espécies formadas por um átomo central (que geralmente é um metal) ligado por meio de ligações coordenativas a um conjunto de íons, moléculas ou átomos, formando estruturas catiônicas ou aniônicas – como o [Cu (NH 3)4]2+ e o [Fe (CN )6]4– – ou estruturas não iônicas – como o [F 3BNH 3] e o [Zn (NH 3)2Cl 2]. Quando essas espécies são iônicas, recebem a denominação genérica de íons complexos, em virtude da complexidade das suas fórmulas, e os sais formados por esses íons – como o [Cu (NH 3)4]Cl 2 e o K 4[Fe (CN )6], por exemplo – são chamados de sais complexos. Quando as espécies coordenadas são neutras – como o [F 3 BN H 3] e o [Zn(N H 3)2Cl 2 ] –, recebem a denominação genérica de adutos. Nas interações entre os constituintes dos íons complexos ou dos adutos, o átomo central quase sempre funciona como ácido de Lewis, enquanto os grupos a ele ligados funcionam como bases de Lewis, e essas bases recebem a denominação genérica de ligantes. Pelas particularidades que os compostos de coordenação apresentam, o seu estudo (que ora se inicia) continuará até a aula 15 desta disciplina, e logo você perceberá a importância desse tipo de composto em laboratório ou em processos que acontecem na natureza.

Objetivos Ao concluir esta aula, você deverá conhecer aspectos históricos importantes sobre os compostos de coordenação, descrever os seus constituintes e algumas das suas propriedades gerais, e aplicar as regras utilizadas para se formular e nomear esses compostos.

Aula 07 Diversidade Química do Ambiente

1

Generalidades Os compostos de coordenação estão presentes num número incalculável de reações que ocorrem em temperaturas não muito elevadas e, para se ter uma idéia da importância destes, basta dizer que: n

n

n

a respiração, ou seja, a troca do gás carbônico pelo oxigênio no organismo, tem como responsável maior a hemoglobina – o pigmento vermelho do sangue – que é um complexo que tem o ferro (II) como elemento central; a fotossíntese, um dos processos vitais para os vegetais e, indiretamente, para os seres vivos em geral, é feita pela clorofila (a qual, entre outros aspectos, aparece como o pigmento verde das plantas), que também é um complexo cujo elemento central é o magnésio; a produção do polietileno, que é um dos plásticos mais usados no mundo, seria inviável se os catalisadores de Ziegler-Natta (compostos de coordenação capazes de polimerizar o eteno) não tivessem sido criados.

Esses fatos, associados a outros de grande importância para a sociedade, fizeram com que a maior parte dos trabalhos realizados sobre Química Inorgânica em décadas recentes tivesse como tema os compostos de coordenação. Tais estudos, juntamente com outros realizados ao longo do tempo, mostraram que as propriedades desses compostos variam bastante, verificando-se, por exemplo, que:

a) quando em solução, alguns se dissociam em suas espécies constituintes, enquanto outros permanecem com seus ligantes ligados aos metais;

b) na forma pura, alguns são estáveis apenas a baixas temperaturas, enquanto outros mantêm suas identidades mesmo a altas temperaturas, podendo até serem volatilizados;

c) alguns dos compostos que têm elementos de transição como átomo central são paramagnéticos O paramagnetismo indica a existência de elétrons desemparelhados, o que pode acontecer nos elementos de transição.

paramagnéticos, enquanto aqueles que têm elementos representativos como átomo central são sempre diamagnéticos;

d) muitos dos compostos que são formados pelos metais de transição são coloridos (o fenômeno do aparecimento de cores será estudado na aula 10 desta disciplina – Teoria do campo cristalino – TCC), enquanto os formados pelos elementos representativos são brancos. Apesar dessas diferenças, existe suficiente convergência nos métodos de preparação, nas estruturas e no comportamento químico, o que permite estudar esses compostos como constituintes de uma classe de substâncias. Continuaremos a fazer isso nesta disciplina, abordando os diversos temas e seguindo a ordem cronológica das suas ocorrências, sempre que possível.

2


Um pouco de história sobre os compostos de coordenação

N

ão existe consenso entre os historiadores da Química sobre a data de descoberta do primeiro composto de coordenação. No entanto, se os corantes à base de alizarina forem considerados como compostos de coordenação, essa descoberta remonta aos tempos bíblicos. Se a referência for descrição com base em conhecimentos mais consistentes, o primeiro composto de coordenação passa a ser um sal do íon tetramincobre(II), [Cu (N H 3 )4 ]2+ , descrito por Andréas Libau, ou Libavius (1540-1616), em 1597, no livro Alchemia de sua autoria, que é considerado o primeiro texto de Química. Existem, ainda, alguns estudiosos que consideram o azul da Prússia, F e4 [F e(CN )6 ]3, sintetizado por Diesbach em 1704, como o primeiro composto de coordenação a ter sua síntese reportada. Porém, os primeiros compostos de coordenação sintetizados e estudados sistematicamente foram o [P d(N H ) ][PdCl ], o [Co (N H ) ] (C O ) ], o K 3[Fe (CN )6 ] e o [Pt (NH 3)4][PtCl 4], descobertos, respectivamente, em 1813, 1822, 1822 e 1928. 3 4

4

3 6 2

2

4 3

A descrição desses compostos despertou bastante interesse, motivando muitos pesquisadores a iniciarem estudos sobre compostos desse tipo. Como resultado, os químicos começaram a definir métodos de síntese e a descrever algumas propriedades de tais compostos. Porém, a princípio, tanto a ocorrência como as propriedades observadas pareciam fatos isolados e, muitas vezes, eram discordantes de um composto para outro. Na primeira fase dos estudos, no século XIX, químicos de renome, como Gustav Magnus, Willian C. Zeise, Thomaz Grahan, Carl E. Claus, Christian W. Blonstrand e Sophius Jorgensen, realizaram vários trabalhos sobre compostos de coordenação. Em 1856, com um trabalho mais sistemático, Oliver Wolcot Gibbs e Fraderick Augustus Genth publicaram uma monografia descrevendo 35 compostos amino-cobálticos inéditos até então. Assim, foram sendo acumuladas informações que levaram os químicos a perceber que os compostos de coordenação integravam uma classe especial de substâncias. Nessa época, os químicos tinham como uma de suas preocupações explicar como os átomos se ligavam para formar as substâncias, do que resultou a criação da teoria da valência (estudada na aula 8 da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular – Ligações químicas: como se formam). Nesse contexto, os compostos de coordenação passaram a ser vistos como um importante campo de estudo para o entendimento da ligação química. Com isso, muitos químicos, entre os quais Berzerlius e Kekulé, dedicaram-se ao estudo desses compostos na tentativa de elaborar teorias capazes de explicar suas formações e propriedades. Um dos aspectos que chamava atenção era o desacordo desses compostos com relação às regras de valência que estavam em consolidação naquela época. Isso tornava os estudos sobre tais compostos particularmente desafiadores para os químicos, tanto sob o ponto de vista experimental quanto teórico, e foi daí que surgiu o termo complexo para designar essa classe de compostos.

valência

Lembre-se de que, atualmente, valência é um termo mais usado com significação qualitativa – como nível ou orbitais de valência – do que no sentido quantitativo, muitas vezes, usado de forma equivocada até para se referir ao número de oxidação de um elemento.


3

Esses desafios levaram muitos cientistas a estudar os compostos de coordenação especialmente a partir da segunda metade do século XIX, acumulando informações das quais resultaram as primeiras teorias sobre as ligações e as propriedades desses compostos antes do final daquele século.

Um pouco mais sobre os primórdios da química de coordenação

A

maioria dos primeiros complexos foi preparada através de reações entre sais metálicos e amônia (formando-se os amino-complexos). No entanto, logo se verificou que muitas outras espécies químicas podiam ser usadas em sínteses de compostos dessa natureza. Assim, foram preparados muitos complexos de CN –, NO 2–, NCS – e Cl – com sais de cobalto, cromo e platina, entre outros. Uma das primeiras formas para se nomear esses compostos consistiu em dar-lhes os nomes dos químicos que os prepararam, como é mostrado nos dois exemplos seguintes: NOME Sal verde de Magnus Sal de Zeise

FÓRMULA INICIAL

FÓRMULA ATUAL

PtCl 2.2NH 3

[Pt (NH 3)2Cl 2]

PtCl 2.KCl.C 2H 4

K [Pt (C 2H 4)Cl 3]

Com o aumento do número de compostos de coordenação sintetizados, logo tornou-se inviável essa forma de nomeá-los e surgiu a idéia de denominá-los de acordo com as suas cores. Isso ocorreu ao se observar que, algumas vezes, compostos de mesma estequiometria apresentam cores iguais, como acontece nos casos seguintes: COMPOSTOS

COR

NOMES

CoCl 3.6NH3

Amarelo

Cloreto luteocobáltico

CrCl 3.6NH3

Amarelo

Cloreto luteocrômico

CoCl 3.5NH3

Púrpura

Cloreto purpureocobáltico

CrCl 3.5NH3

Púrpura

Cloreto purpureocrômico

CoCl 3.4NH3

Violeta

Cloreto violeocobáltico

No entanto, logo se verificou que as cores não poderiam ser usadas como regra para nomear tais compostos, visto que, além do número destes ser cada vez maior, muitos deles, mesmo tendo composições diferentes, apresentam cores iguais. Noutros casos, espécies de composição semelhante, e até mesmo isômeros, apresentam cores diferentes entre si. Como exemplo, tem-se o [Co (N H 3 )4 ]Cl 3, que existe nas cores violeta e verde.

4


Outra observação feita logo nos primeiros estudos foi que, além das cores, outras propriedades também variam com a estequiometria. Por exemplo: sabe-se que o íon Ag + é um agente indicador da presença do íon cloreto em soluções aquosas. Porém, ao se fazer reagir soluções de AgNO3 e CoCl3 .3N H 3 não ocorre precipitação. Já com solução de CoCl3 .4N H 3, precipita-se um dos três cloretos; com solução de CoCl3 .5N H 3, precipitamse dois e, se a solução for de CoCl3 .6N H 3, os três cloretos são precipitados. Isso indicava que os cloretos se ligam ao íon Co+3 de formas diferentes nos quatros compostos e que, num mesmo complexo, alguns se ligam mais fortemente do que outros. Esses fatos foram utilizados por Alfred Werner (1866-1919) na criação de uma teoria que explica razoavelmente as estruturas e algumas propriedades dos compostos de coordenação, elaborando para isso os conceitos de valência primária e valência secundária. Outra propriedade importante sobre os compostos de coordenação (ainda muito utilizada) é a condutividade das soluções desses compostos. Nesse caso, o que se observa é que as condutâncias das soluções variam de um composto para outro, dependendo das concentrações dos íons livres produzidos por tais compostos. Assim, compostos que se dissociam liberando dois, três ou quatro íons – como os sais NaCl,MgCl2 e C o(N O3 )3 – produzem soluções cujas condutâncias molares ( M ) ficam próximas, respectivamente, de −1 cm−1 mol−1 120 260 ou 390 ohm . ,

.

valência primária e valência secundária Em termos das conceituações atuais, a valência primária relaciona-se ao estado de oxidação e a valência secundária, ao número de coordenação.

.

Para os compostos de coordenação, essa correlação também é válida. Como conseqüência, pode-se dizer que, nos complexos apresentados na Tabela 1, as coordenações se fazem entre as espécies colocadas dentro dos colchetes, conforme está indicado na coluna da direita, pois só assim se justificariam os valores das condutâncias molares observadas. Tabela 1 – Condutâncias de alguns tipos de eletrólitos em solução aquosa

Fórmula Empírica

Condutância Molar*

Número de íons

Fórmula de Werner

NaCl

124

2

NaCl

CaCl 2

261

3

CaCl 2

LaCl 3

393

4

LaCl 3

PtCl 4.6NH 3

523

5

[Pt (NH 3)6]Cl 4

PtCl 4.5NH 3

404

4

[Pt (NH 3)5Cl ]Cl 3

PtCl 4.4NH 3

229

3

[Pt (NH 3)4Cl 2]Cl 2

PtCl 4.3NH 3

97

2

[Pt (NH 3)3Cl 3]Cl

PtCl 4.2NH 3

0

0

[Pt (NH 3)2Cl 4]

PtCl 4.NH 3.KCl

109

2

K [Pt (NH 3)Cl 5]

PtCl 4.2KCl

256

3

K 2[PtCl 6]

*Valores das condutâncias em ohm-1.cm-1.mol-1.

Um aspecto relevante em estudos de compostos de coordenação em solução são as interações do soluto com o solvente que, dependendo das suas intensidades, podem mascarar as interpretações que se deseje fazer sobre o soluto. A água, em particular, Aula 07 Diversidade Química do Ambiente

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apesar de ser um excelente solvente, em certos estudos sobre compostos de coordenação, apresenta como desvantagem o fato de ser razoavelmente coordenante e, por isso, competir com os ligantes do composto. Além disso, a água é susceptível à hidrólise ácida ou básica por interação com várias espécies químicas e, muitas vezes, não dissolve determinados compostos. Por motivos como esses, freqüentemente, usa-se solventes não aquosos para estudos de condutividade de compostos de coordenação. Procurando identificar os melhores solventes para esses estudos, W. L. Geary analisou as propriedades (incluindo a toxicidade) de vários deles e, em 1971, publicou um artigo no qual indica os melhores solventes orgânicos e as condições operacionais mais adequadas para se fazer medidas de condutância em soluções de compostos de coordenação. Nos seus trabalhos, Geary investigou a capacidade de coordenação dos solventes – que deve ser baixa para não competir com os ligantes – e as faixas de concentração mais adequadas para as medidas, concluindo que estas devem ser próximas de milimolar. Ele estabeleceu, ainda, as faixas de condutância para cada tipo de eletrólito em diversos solventes, obtendo resultados como os apresentados na Tabela 2. Tabela 2 – Condutâncias de alguns solventes para quatro tipos de eletrólitos

Tipo de eletrólito

Solvente 1:1

1:2 ou 2:1

1:3 ou 3:1

1:4 ou 4:1

Nitrometano

75 – 95

150 – 180

220 – 260

290 – 330

Nitrobenzeno

20 – 30

50 – 60

7 – 82

90 – 100

Acetona

100 – 140

160 – 200

270 – ?

360 – ?

Acetonitrila

120 – 160

220 – 300

340 – 420

500 – ?

Dimetilformamida

65 – 90

130 – 170

200 – 240

300 – ?

Metanol

80 – 115

160 – 220

290 – 350

450 – ?

Etanol

35 – 45

70 – 90

120 – ?

160 – ?

Faixas de valores das condutâncias em ohm-1.cm-1.mol-1. As interrogações indicam limites de valores imprecisos para as condutâncias.

Muitas outras particularidades sobre os compostos de coordenação foram observadas, e o conjunto destas possibilitou a criação de teorias para se explicar ou fazer previsões sobre a formação, sobre os mecanismos de ligação metal-ligante e sobre muitas das propriedades químicas e físicas de compostos já existentes ou ainda inéditos. Analisados esses aspectos, vamos desenvolver algumas atividades para consolidar os conhecimentos sobre o assunto já discutido. Em seguida, passaremos às regras de nomenclatura utilizadas para formular e nomear os compostos de coordenação.

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Atividade 1 1 2

3

4

5

Faça uma exposição sobre os compostos de coordenação, definindoos; descrevendo os seus constituintes e o comportamento ácido/ base desses constituintes; e citando, também, algumas das suas propriedades. Até próximo ao final do século XIX, parecia estranho para os químicos que compostos como (entre outros que tinham suas valências completas) se ligassem formando novos compostos. Você acha que, para os conhecimentos da época, essa estranheza era natural? E para você, hoje, essas combinações parecem estranhas? Justifique suas respostas. Foi dito que o AgNO 3 é um reagente identificador de íons cloreto em solução aquosa. Sabendo disso, você consegue entender por que em reações do com AgNO 3 não ocorre precipitação de AgCl , enquanto em reações de um mol de , de ou de CoCl 3.6NH 3 com AgNO 3 podem se precipitar, respectivamente, um, dois e três moles de AgCl ? A condutividade elétrica de uma solução é tanto maior quanto maior for a concentração de íons presentes na solução. É por isso que em soluções de , a condutividade aumenta do primeiro para o terceiro. Por razão semelhante, as condutividades das soluções de CoCl 3.3NH 3, CoCl 3.5NH 3 e de CoCl 3 .6NH 3 passam de aproximadamente zero no primeiro para cerca de no último. Procure explicar por que isso acontece. Agora observe os dados da Tabela 2. Já viu? Então, explique qual a correlação entre as faixas de condutâncias molares e os tipos de eletrólitos.


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Regras para nomenclatura dos compostos de coordenação A nomenclatura dos compostos de coordenação é feita por um conjunto de regras que tem como objetivo expressar suas composições, os estados de oxidação dos átomos centrais e alguns aspectos estruturais relativos a tais compostos. Como existe um número razoável de particularidades, vamos, passo a passo, analisar cada regra para que você possa compreendê-las e usá-las com facilidade na nomeação dos compostos de coordenação.

Ligantes Os ligantes geralmente funcionam como bases de Lewis e podem se ligar ao átomo central através dos seus átomos que possuam pares de elétrons disponíveis para fazer ligações coordenativas. A classificação mais geral que se pode fazer sobre os ligantes relaciona-se ao número de ligações que eles estabelecem com os átomos centrais, o que pode ocorrer de várias maneiras, como é ilustrado na Figura 1. Assim, se a coordenação se faz, apenas, através de um átomo, o ligante é do tipo monodentado, como acontece com Cl –, Br –, H 2O , NH 3, C 5H 5N (piridino). Se a coordenação se faz por dois ou mais átomos, o ligante é do tipo polidentado ou, mais especificamente: bidentado, quando existem dois átomos coordenantes, como o N H 2 CH 2 CH 2 N H 2 (etilenodiamino) e o C 10H 8N 2 (dipiridino); tridentado, se existem três átomos coordenantes, como a propilenotriamina, e assim por diante. H 2 N

O CH 2

M

O

H 2 N

Monodentado

C 2 H 8 N - etilenodiamino 2

Bidentado

N

N

CH 2

O O

M

C

NH 3

NH 3 - amino

O

O

M

C O

M-EDTA

O

EDTA - Etilenodiamintetracetato Hexadentado

Figura 1 – Ligantes monodentado, bidentado e hexadentado

Além dessa classificação geral, existem várias regras de nomenclatura que são apresentadas a seguir, juntamente com exemplos bem representativos dos principais grupos de ligantes. 8


a) Os ânions terminados em eto, como haletos e cianetos, quando estão funcionando como ligantes, trocam o sufixo eto por o. Espécies

Nome do íon

Nome do ligante

F –

Fluoreto

Fluoro

Cl –

Cloreto

Cloro

Br –

Brometo

Bromo

I –

Iodeto

Iodo

CN –

Cianeto

Ciano

NH 2–

Amideto

Amido

b) Alguns ânions terminados em ido trocam o sufixo ido por o. Espécies

Nome do íon

Nome do ligante

OH –

Hidróxido

Hidroxo

O 2–

Óxido

Oxo

O 22–

Peróxido

Peroxo

c) A maioria dos ânions conserva seus nomes usuais. Espécies

Nome do íon

Nome do ligante

CO 32–

Carbonato

Carbonato

NO 3–

Nitrato

Nitrato

SO 42–

Sulfato

Sulfato

C 2O 42–

Oxalato

Oxalato

CH 3COO –

Acetato

Acetato

CH 3COCHCOCH –3

Acetilacetonato

Acetilacetonato (acac)

d) Os radicais derivados de hidrocarbonetos mantêm os seus nomes. Espécies

Nome do radical

Nome do ligante

CH 3

Metil

Metil (Me )

C 2H 5

Etil

Etil (Et )

C 6H 5

Fenil

Fenil (Ph ou φ)

C 5H 5

Ciclopentadienil

Ciclopentadienil (Cp)

Por conveniência, para calcular o número de oxidação dos átomos centrais das espécies coordenadas presentes nos complexos, radicais como esses, ou outros similares, quase sempre são considerados como aniônicos. Aula 07 Diversidade Química do Ambiente

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e) Alguns ligantes moleculares com nomes terminados em a conservam os nomes, trocando o a por o. Espécies

Nome da substância

C 5H 5N

Piridina

C 10H 8N 2

Dipiridina

C 2H 8N 2 P (C 6H 5)3

Etilenodiamina Trifenilfosfina

Nome do ligante Piridino (Py ) Dipiridino (Dipy ) Etilenodiamino (En ) Trifenilfosfino (PPh 3 ou P φ3)

f) Outros ligantes recebem nomes específicos, sem seguir regras. Espécies

Nome da substância

Nome do ligante

H 2O

Água

Áquo

NH 3

Amônia

CO

Monóxido de carbono

Carbonil

NO

Monóxido de nitrogênio

Nitrosil

O 2 *

Oxigênio (molecular)

Dioxigênio

N 2 *

Nitrogênio (molecular)

Dinitrogênio

Amino ou Amin

Hidreto

H –

Hidrido

* Nas fórmulas, esses ligantes devem ser escritos entre parênteses.

( )

g) Em ligantes ambidentados, os nomes dependem do átomo coordenante. Espécies

Nome do íon

Nome do ligante

M __SCN –

Tiocianato

Tiocianato

M __NCS –

Tiocianato

Isotiocianato

M __ONO –

Nitrito

Nitrito

M __NO –2

Nitrito

Nitro

Nomenclatura e fórmulas de espécies neutras ou catiônicas Para se escrever fórmulas de espécies coordenadas catiônicas ou neutras, em primeiro lugar, escreve-se o símbolo do átomo ou íon central. Em seguida, escreve-se os símbolos dos ligantes com os respectivos coeficientes. Nas fórmulas, as espécies coordenadas são escritas entre colchetes e os ligantes poliatômicos são escritos entre parênteses. 10


Para nomear essas espécies, primeiro nomeiam-se os ligantes. Depois, o átomo central e, finalmente, o seu número de oxidação entre parênteses. Fórmulas

Nomes

[Ag (NH 3)2]+

Diaminprata(I)

[Co(NH 3)6]3+

Hexamincobalto(III)

[Cr (H 2O )6]3+

Hexaquacromo(III)

[Fe (C 5H 5)2]

Biciclopentadienilferro(0) – Ferroceno

[Mn (CO )6]+

Hexacarbonilmanganês(I)

[Ni (CO )4]

Tetracarbonilníquel(0)

Nessas designações, é observado o seguinte procedimento:

a) usam-se os prefixos di, tri, tetra, penta etc., para indicar o número de ligantes idênticos presentes;

b) se o nome do ligante já inclui um prefixo, como etilino diamino ou trifenilfosfino, em lugar de di, tri, tetra, penta etc., usa-se bis, tris, tetraquis, pentaquis etc., para indicar o número de ligantes idênticos;

c) o número de oxidação da espécie central é indicado por algarismos romanos entre parênteses;

d) não se deixam espaços vazios entre as palavras nem entre o nome do elemento central e o seu estado de oxidação;

e) em complexos catiônicos ou neutros, a espécie central conserva seu nome inalterado; f) não é necessário explicitar se o complexo é catiônico ou não.

bis, tris, tetraquis, pentaquis O uso dos prefixos bis, tris, tetraquis etc., para indicar o número de determinados grupos num composto em lugar de bi (ou di), tri, tetra etc., tem a finalidade de evitar “gagueira”. Por exemplo: triclorotritrimetilcromo(III).

Espécies aniônicas com um só tipo ligante A única diferença em relação ao caso anterior é que em complexos dessa natureza o elemento central recebe a terminação ato. Exemplos: Fórmulas [AuCl 2]–

Nomes Dicloroaurato(I)

[Pt (CN )4]2–

Tetracianoplatinato(II)

[Mn (CO )5]–

Pentacarbonilmanganato(I)

[Fe (SCN )6]3– [UF 7]3– [V (CO )6]–

Hexatiocianatoferrato(III) Heptafluorouranato(IV) Hexacarbonilvanadato(I)


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Espécies com ligantes diferentes Se existem ligantes diferentes num mesmo composto de coordenação, na fórmula e no nome, esses ligantes são colocados em ordem alfabética.

Fórmulas

Nomes Tetramindicloroirídio(III)

[Ir (NH 3)4Cl 2]+

Triacetonitrilatriclorocobalto(III)

[Co(an )3Cl 3]

Diclorobis(dimetilformamida)zinco(II)

[ZnCl 2(dmf )2]

Tribromotriaquocadmiato(II)

[CdBr 3(H 2O )3][Ir (CO )Cl (P φ3)2]

Carbonilclorobis(trifenilfosfino)irídio(I)

Indicação de isômeros Para nomeação de isômeros, coloca-se, antes do nome ou da fórmula, o prefixo indicativo do tipo do isômero, escrito em itálico ou sublinhado, seguido de um hífen. Fórmulas mer -[RuCl 3(Pet 3)3] fac -[RuCl 3(Pet 3)3] cis -[Pt (NH 3)2Cl 2] trans -[Pt (NH 3)2Cl 2] K [Co(CO )4]

Nomes mer-triclorotris(trietilfosfino)rutênio(III) fac-triclorotris(trietilfosfino)rutênio(III) cis-diaminodicloroplatina(II) trans-diaminodicloroplatina(II) Tetracarbonilcobaltato(I) de potássio

[Fe (CO )5]

Pentacabonilferro(0)

[Ni (CO )4]

Tetracarbonilníquel(0)

[Co(ONO )(NH 3)5]Cl 2

Cloreto de pentaminitritrocobalto(III) *

[Co(NO 2)(NH 3)5]Cl 2

Cloreto de pentaminitrocobalto(III) **

[Cr (NH 3)6][CuCl 5]

Pentaclorocuprato(II) de hexamincromo(III)

* Composto vermelho instável ** Composto amarelo, formado a partir do isômero vermelho

Ligantes em ponte Existem compostos com dois ou mais centros de coordenação e com um ou mais ligantes fazendo pontes entre as espécies centrais. Esses ligantes são indicados pela letra µ, seguida do seu nome. Se houver duas ou mais pontes iguais, estas são indicadas pelos prefixos di-µ, bis-µ, tri-µ, tris-µ etc. 12


Fórmulas

Nomes

[(CO )5Cr -H -Cr (CO )5]-

µ-hidrido-bis[(pentacarbonilcromato(0))]

H O

[(H 2 O )4 Fe

Fe(H 2 O )4 ] 2+

di-µ-hidroxo-bis [tetraquoferro(II)]

Co(NH 3)4 ] 3-

µ-peroxo-µ-amido-bis [tetramincobaltato(III)]

O H

O 2

[(NH 3)4 Co NH 2

Sais complexos e adutos Quando um íon complexo (positivo ou negativo) se liga a outro íon (que pode ser complexo ou não) de carga oposta, formando uma espécie de carga neutra, a espécie resultante é um sal complexo. Se as espécies ligadas a um centro de coordenação formam espécies estáveis com carga neutra, a substância formada é um aduto. Para se nomear esses compostos, as regras são as mesmas utilizadas para a designação de sais comuns. Assim, nas fórmulas, os cátions são escritos em primeiro lugar e, em seguida, escreve-se o ânion. Para se escrever o nome do sal, escreve-se primeiro o nome do ânion e, em seguida, o nome do cátion. Fórmulas

Nomes

[Co(NH 3)6]Cl 3

Cloreto de hexaminocobalto(III)

[Cu (NH 3)4(H 2O )2]SO 4

Sulfato de tetramindiaquocobre(II)

K 2[PtCl 6]

Hexacloroplatinato(IV) de potássio

Fe [Fe (CN )6]

Hexacianoferrato(III) de ferro

[Mn (CO )6]Cl

Cloreto de Hexacarbonilmanganês(I)

Com as regras de nomenclatura, encerramos nossa primeira aula sobre os compostos de coordenação. Mas, essa história está só no começo. Até agora só analisamos as primeiras observações sobre esses compostos, alguns aspectos sobre suas propriedades em solução e as regras para formulá-los e nomeá-los. Nosso próximo passo será analisar os mecanismos e as teorias utilizadas para explicar as ligações entre os ligantes e os átomos centrais na formação dos compostos de coordenação, o que começaremos a fazer na aula 8 (Ligações nos compostos de coordenação).

sal complexo É conveniente que se caracterize bem a diferença entre os sais duplos e os sais complexos. Nos primeiros, os íons que os constituem mantêm suas propriedades, enquanto, nos últimos, as espécies coordenadas apresentam propriedades diferentes daquelas das espécies que lhe deram origem. No KAlSO 4, que é um sal duplo, as propriedades observadas são as dos íon K +, Al 3+ e SO 42–. Já no K 2[PtCl 4], o potássio mantém suas propriedades, mas as do grupo [PtCl 4]2– são diferentes das observadas nos íons Pt 2+ e Cl – não coordenados.


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Atividade 2 1

Que informações estão contidas nos nomes dos compostos de coordenação quando se utilizam as regras oficiais (IUPAC) de nomenclatura?

2

Escreva os nomes dos compostos:

3

Escreva as fórmulas das substâncias:

, .

a) Cloreto de tetraminplatina(II); b) Hexaclorocobaltato(III) de potássio; c) Diamindicloroplatina(II);

d) Hexacarbonilcromo(0); e) Cloreto de trisetilenodiamincromo(III).

4

Uma possível rota para se produzir o azul da Prússia é a reação de cloreto de ferro (II) com cloreto de ferro (III) e cianeto de potássio.

Complete essa reação e escreva o nome do azul da Prússia usando as regras da IUPAC.

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Resumo Nesta aula, foram abordados aspectos históricos relevantes sobre os compostos de coordenação, incluindo as primeiras descobertas, algumas das suas propriedades gerais, as primeiras reflexões sobre essas propriedades e as regras utilizadas para se escrever suas fórmulas e expressar os nomes desses compostos. Foi observado que, desde a metade do século XIX, essas espécies químicas foram identificadas como pertencentes a um grupo especial de substâncias que, hoje se sabe, estão presentes na maioria dos sistemas químicos em temperaturas não muito elevadas, e que suas propriedades variam até mesmo quando formadas entre espécies semelhantes, existindo, porém, algumas características comuns entre eles. Por fim, foram apresentadas as regras de nomenclatura adotadas pela IUPAC para esses compostos, ao mesmo tempo em que foram feitas aplicações dessas regras para formulação e nomeação de vários tipos de ligantes, de íons complexos, de sais complexos e de adutos.

Auto-avaliação 1

Analise os dados contidos na Tabela 1 e apresente razões que expliquem os valores das condutâncias molares dos vários compostos.

2

Escreva as fórmulas e os nomes do Sal verde de Magnus, do sal de Zeise e dos cloretos luteocobáltico, luteocrômico, purpureocobáltico, purpureocrômico e violeocobáltico, usando as regras estabelecidas pela IUPAC.

3

Para os compostos CoCl

3

.3N H 3 , CoCl3 .4N H 3 , CoCl3 .5N H 3 e CoCl3 .6N H 3 :

a) escreva fórmulas indicativas das coordenações nesses compostos; b) equacione suas reações com AgNO 3 em soluções aquosas; c) coloque suas fórmulas em ordem crescente das respectivas condutâncias molares em solução aquosa e descreva as razões para que essa seqüência aconteça. Aula 07 Diversidade Química do Ambiente

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4 5

O produto da reação entre o K 2SO 4 e o Al2 (SO 4 )3 é o KAl (SO 4)2 , que é um sal duplo. Já as reações entre o NaCl e o P dCl2 formam o sal complexo N a [PdCl ]. Quais são as diferenças entre um sal duplo e um sal complexo? 2

4

Apresente fórmulas de pelo menos 6 compostos de coordenação cujos nomes exijam a utilização do maior número possível de regras de nomenclatura.

Referências BENFEY, O. T. From vital force to structural formulas. Philadelphia: Beckman Center for the History of Chemistry, 1992. FARIAS, R. F. de. Para gostar de ler a história da química. Campinas: Átomo, 2003. FARIAS, Robson Fernandes de; OLIVEIRA, Ótom Anselmo de. Breve histórico da química de coordenação. In: FARIAS, Robson Fernandes de (Org.). Química de coordenação: fundamentos e atualidades, Campinas, SP: Átomo, 2005. cap. 2. p. 19 – 86. GREENWOOD, N. N.; EARNSHAW, A. Chemistry of the elements. Oxford: ButterworthHeineman, 1995. HIDE, A. J. The development of modern chemistry. New York: Dover, 1984. HUHEEY, J. E.; KEITER, E. A.; KEITER, R. L. Inorganic Chemistry. New York: Harper Collins, 1993. JAMES, L. (Editor). Nobel laureates in chemistry. Salem: American Chemical Society/The Chemical Heritage Foundation, 1993. KAUFFMAN, G. B. Classics in coordination chemistry. New York: Dover, 1978. v. 1, 2 e 3. KAUFFMAN, G. B. General historival survey to 1930. In: WILKINSON et al. Comprehensive inorganic chemistry. Oxford: Pergamon Press, 1987. 1 v. cap. 1.1. LANGFORD, C. H.; BEEBE, R. A. The development of chemical principles. New York: Dover, 1995. OLIVEIRA, Ótom Anselmo de. Fundamentos da química de coordenação. In: FARIAS, Robson Fernandes de (Org.). Química de coordenação: fundamentos e atualidades, Campinas, SP: Átomo, 2005. cap. 2. p. 19 – 86. 16


Compostos de Coordenação - Nomenclatura

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