METAIS E COMPLEXOS BASE DE LEWIS

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METAIS E COMPLEXOS

BASE DE LEWIS

Uma base de Lewis é uma espécie química que pode estabelecer uma ligação coordenada doando um par de eletrões a outra espécie.

ÁCIDO DE LEWIS

Um ácido de Lewis é uma espécie química que pode estabelecer uma ligação coordenada aceitando um par de eletrões de outra espécie.

Exemplo: reação entre o trifluoreto de Boro e o amoníaco.

A ligação que se estabelece nesta molécula é também uma ligação covalente, difere da outra já conhecida porque o par eletrónico é cedido apenas por um dos participantes na ligação. Designa-se, por isso, ligação coordenada ou ligação covalente dativa.

LIGANDOS

Na química de coordenação, as bases de Lewis (doadoras de pares de electrões) são chamadas ligandos e podem ser moléculas neutras ou aniões.

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IÃO COMPLEXO

Um ião complexo é uma espécie química constituída por:

 Ligandos (bases de Lewis).

 Ião central (ácido de Lewis).

 Ligações coordenadas entre os ligandos e o ião central.

Exemplos:



^Ni(H₂^O)₆



²^^;



^Ni(NH₃⁾₆



²^ ^;



^AuC^₄



^

NÚMERO DE COORDENAÇÃO

Corresponde ao número de ligações coordenadas de um ião complexo.

COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

Estes compostos são constituídos por iões complexos e por outros iões de carga oposta.

Exemplos: Cr(NH₃)₃C₃; Pt(NH₃)₂C₂

CLASSIFICAÇÃO DOS LIGANDOS

Os ligandos podem classificar-se em monodentados ou polidentados. Os ligandos polidentados podem ser bidentados, tridentados ou tetradentados.

Os ligandos monodentados ligam-se ao ião central através de um dos seus átomos.

Os ligandos bidentados ligam-se ao ião central através de dois dos seus átomos.

Os ligandos tridentados ligam-se ao ião central através de três dos seus átomos.

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Os ligandos tetradentados ligam-se ao ião central através de quatro dos seus átomos.

Exemplos:

QUELATO

Um quelato é um ião complexo que contém um ou mais ligandos polidentados.

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APLICAÇÕES DOS IÕES COMPLEXOS

Os iões metálicos têm diversas aplicações, tais como: metalurgia, medicina, indústria, agricultura e análise química.

GEOMETRIA DO IÃO COMPLEXO

A geometria do ião complexo está relacionada com o número de coordenação do ião central, de acordo com as seguintes figuras:

OS IÕES COMPLEXOS E O EQUILÍBRIO QUÍMICO

A tendência que um ião complexo tem para se formar é medida pela respetiva constante de formação, kf, também chamada constante de estabilidade, que não é mais que a constante de equilíbrio da reação de complexação.

Para a formação do ião complexo



^Cu(NH₃⁾₄



²^^:



^Cu(NH ⁾



⁽^aq)

(aq) NH 4 (aq)

Cu²^  ₃ ^_ ₃ ₄ ²^

 

e

^

3

^

⁴e 2

e 2 4 3

f Cu NH

) Cu(NH

k  _ 



Quanto maior o valor de kf, mais estável é o ião complexo.

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INFLUÊNCIA DOS IÕES COMPLEXOS NA SOLUBILIDADE DOS SAIS

A formação dos iões complexos, em que, está envolvido um dos iões de um sal pouco solúvel em água, faz aumentar a solubilidade desse sal.

Exemplo: solubilidade do AgCl(s) em água.

(aq) C

aq) ( Ag (s)

AgC ^_ ^  ^

A adição de uma solução aquosa de amoníaco (NH3) vai originar o ião complexo [Ag(NH₃)₂]²⁺. Esta reação leva à diminuição da concentração do ião Ag⁺ na solução, fazendo deslocar o equilíbrio no sentido directo e aumentando, consequentemente, a solubilidade de AgCl.

O aumento da solubilidade de um sal em água, por adição de agentes complexantes, é tanto maior, quanto maior for a constante de estabilidade do complexo formado.

A COR NOS COMPLEXOS

Nos complexos, ao contrário do que ocorre no metal livre, as orbitais d não apresentam todas a mesma energia.

No caso de um complexo octaédrico, tem-se o seguinte diagrama relativo às orbitais d:

d

z²

d

x²-y²

d

xy

d

yz

d

xz

ΔE E

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Quando o ião complexo absorve energia, um eletrão salta de uma orbital d menos energética para uma orbital d mais energética, sendo a radiação absorvida dada por:

E = ΔE

E – energia da radiação ou energia do fotão

Uma radiação eletromagnética (ou fotão) propaga-se através de uma onda eletromagnética.

Fotão a ser absorvido Fotão a ser emitido

Um fotão tem um comprimento de onda (λ) e um período (T).

Qualquer radiação eletromagnética (fotão) propaga-se no vazio com a velocidade de 3×10⁸ m/s. Esta velocidade costuma-se representar por c e pode-se relacionar com λ e T através da expressão:

c _ T

Por outro lado, a frequência da radiação é dada por:

T

 1



Pode-se, assim, obter a relação entre a frequência e o comprimento de onda:









 c T

c T  1 c 

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ENERGIA DE UM FOTÃO

A energia de um fotão é dada pela expressão:

 h E 

h – constante de Plank (Js)

 - frequência (Hz)

A constante de Plank tem o valor:

s J 10 63 ,

6  ^³⁴

 h

Exercício

Um dado ião complexo apresenta o seguinte diagrama de energia correspondente às orbitais d:

Para uma transição de um eletrão de uma orbital d menos energética para uma orbital d mais energética, determine:

a) A energia da radiação (fotão) absorvida.

b) A frequência da radiação (fotão) absorvida.

c) O comprimento de onda da radiação (fotão) absorvida.

d

z²

d

x²-y²

d

xy

d

yz

d

xz

ΔE = 200 kJ mol^-1 E

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A COR

A cor de uma substância resulta, em geral, da absorção seletiva das radiações visíveis que sobre ela incidem.

As cores primárias da luz são o verde, o vermelho e o azul; estas, ao sobreporem-se, originam a luz branca.

Cores-Pigmento (tintas) As cores primárias têm cores complementares:

 A cor complementar do vermelho é o ciano.

 A cor complementar do verde é o magenta.

 A cor complementar do azul é o amarelo.

Se um objeto opaco é azul, quando iluminado com luz branca, é porque absorve preferencialmente o vermelho e o verde.

Se um objeto opaco é branco, quando iluminado com luz branca, é porque reflete todas as componentes da luz branca.

Se um objeto opaco é preto, quando iluminado com luz branca, é porque absorve todas as componentes da luz branca.

A luz branca é uma luz policromática e resulta da sobreposição das radiações eletromagnéticas compreendidas entre 380 nm e 780 nm, aproximadamente.

A radiação eletromagnética de comprimento de onda inferior a 380 nm corresponde à radiação ultravioleta e a de comprimento de onda superior a 740 nm corresponde à radiação infravermelha.

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Comprimento de onda para as faixas de luz visíveis Cor Comprimento de onda

(nm)

Frequência (THz)

Vermelho 625 a 740 480 a 405 Laranja 590 a 625 510 a 480 Amarelo 565 a 590 530 a 510

Verde 500 a 565 600 a 530

Ciano 485 a 500 620 a 600

Azul 440 a 485 680 a 620

Violeta 380 a 440 790 a 680

ESPECTRO DE ABSORÇÃO

Num espectrofotómetro pode obter-se um espectro de absorção de uma solução, variando a radiação incidente (variando o comprimento de onda) nessa solução.

Para cada radiação incidente obtém-se uma dada absorvância que se pode representar num gráfico (espectro).

Espetrofotómetro

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A – absorvância

_máx – comprimento de onda correspondente ao máximo de absorvância

LEI DE LAMBERT - BEER

Para um determinado comprimento de onda (normalmente _máx) de radiação incidente em que haja absorvância, observa-se a seguinte lei:

C A 

 – coeficiente de absorção da substância ou absorvidade molar (dm³ mol^-1 cm^-1)

 - largura da célula (cm)

C – concentração da solução (mol dm^-3)

A célula cheia de solução (amostra) é introduzida no espectrofotómetro que mede a absorvância.

A

_máx 

Espectro

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I0 – intensidade da radiação incidente I – intensidade da radiação transmitida

Ao quociente entre a intensidade da radiação transmitida (I) e a intensidade da radiação incidente (I0) dá-se o nome de transmitância (T).

I0

T  I

A transmitância relaciona-se com a absorvância através da expressão:

A T1

log

Da combinação destas duas expressões resulta:

I A log I⁰

I₀ I