Explique o que caracteriza um composto de coordenação e como seu metal central interage com os ligantes segundo a teoria de ácidos e bases de Lewis.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras: (1) explicar o que caracteriza um composto de coordenação e (2) explicar como o metal central interage com os ligantes segundo a teoria de ácidos e bases de Lewis. Informações relevantes a considerar: compostos de coordenação têm um metal central e ligantes ligados a ele; ligantes doam pares de elétrons; a teoria de Lewis trata de doadores e aceptores de pares de elétrons. Vou cobrir definições, tipos de ligantes, natureza da ligação coordenada (dativa), fatores que influenciam a interação (carga, tamanho, HSAB, campo de ligantes), consequências (geometria, cor, magnetismo) e exemplos concretos.

Passo 2

O que é um composto de coordenação (definição básica)
  • Um composto de coordenação é formado por um íon ou átomo metálico central ligado a moléculas ou íons chamados ligantes.
  • O conjunto formado pelo metal e seus ligantes no entorno imediato chama-se “esfera de coordenação” ou “complexo”.
  • Exemplos escritos em fórmulas: [Fe(CN)_6]^{4-}, [Ag(NH_3)_2]^+, [Cu(NH_3)_4]^{2+}. Essas fórmulas mostram explicitamente o metal no centro e os ligantes entre parênteses.

Passo 3

Elementos que caracterizam um composto de coordenação (itens que você deve identificar numa prova)
  • Metal central: geralmente um metal de transição (mas pode ser qualquer metal) e possui uma carga/estado de oxidação. Ex.: \mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Cu}^{2+}.
  • Ligantes: espécies com pelo menos um par de elétrons não compartilhados (lone pair) capazes de doar esse par ao metal. Ex.: \mathrm{NH_3}, \mathrm{H_2O}, \mathrm{Cl^-}, \mathrm{CN^-}, \mathrm{EDTA}^{4-}.
  • Número de coordenação: quantidade de ligações metal‑ligante ao redor do metal (por exemplo, 2, 4 ou 6 são comuns). A partir do número de coordenação você já infere possíveis geometrias.
  • Denticidade: quantos pares de elétrons um ligante doa ao metal. Monodentado doa 1 par, bidentado doa 2 pares (ex.: etilenodiamina), polidentado (ex.: \mathrm{EDTA}^{4-}) doa vários pares/átomos doadores.

Passo 4

O que é a ligação coordenada (ligação dativa) — passo a passo e intuitivo
  • Um ligante tem um par de elétrons não ligado (lone pair). O metal tem um orbital vazio ou parcialmente vazio que pode receber um par de elétrons.
  • A ligação coordenada é formada quando o ligante “entrega” seu par de elétrons para esse orbital vazio do metal. Em termos simples: o ligante fornece os dois elétrons da ligação, o metal aceita.
  • Em notação de setas: ligante: \,\rightarrowmetal representa essa doação de par (mas em provas você pode escrever só a fórmula do complexo).
  • Essa ligação é muito parecida com uma ligação covalente em termos de compartilhamento de elétrons, mas a diferença conceitual é quem forneceu o par inicialmente (o ligante). No fim, o par fica compartilhado entre metal e ligante.

Passo 5

Como isso se encaixa na teoria de Lewis (a explicação conceitual)
  • Teoria de Lewis define ácidos como aceptores de pares de elétrons e bases como doadores de pares de elétrons.
  • Num complexo de coordenação, o metal central atua como um ácido de Lewis (acepta par de elétrons) e os ligantes atuam como bases de Lewis (doam par de elétrons).
  • Razão prática: os metais costumam ter carga positiva (ou orbitais vazios) e baixa densidade eletrônica, por isso aceitam elétrons; os ligantes têm pares não ligantes e os oferecem.
  • Exemplo concreto de reação de formação: \mathrm{Ag^+} + 2\,NH_3 \rightarrow [Ag(NH_3)_2]^+. Aqui \mathrm{Ag^+} é o ácido de Lewis, NH_3 é a base de Lewis.

Passo 6

Fatores que determinam força e natureza da interação metal–ligante
  • Carga do metal: quanto mais positivo o metal, maior atração eletrostática e tendência a aceitar elétrons (compostos mais estáveis com ligantes que doam bem).
  • Tamanho do metal (raio iônico): íons pequenos com alta carga têm maior densidade de carga e formam ligações mais fortes com bases “duras”.
  • Eletronegatividade e configuração eletrônica do metal: metais com orbitais vazios de energia adequada recebem melhor os pares; a ocupação dos d‑orbitais influencia.
  • Natureza do ligante: ligantes doam pares com diferentes eficácias; alguns também aceitam elétrons de volta (ligantes \pi-aceptores como CO e CN^-), o que torna a ligação mais forte/peculiar.
  • Regra prática HSAB (Hard and Soft Acids and Bases): ácidos duros (pequenos, muito carregados) preferem bases duras (F^-, OH^-, H2O); ácidos macios (grandes, menos carregados) preferem bases macias (I^-, PR3, S^2-). Exemplos: \mathrm{Ag^+} (macio) liga bem com \mathrm{I^-} (macio); \mathrm{Al^{3+}} (duro) prefere \mathrm{F^-} (duro).

Passo 7

Consequências práticas: geometria, número de coordenação e exemplos
  • O número de coordenação dita a geometria mais comum:
    • coordenação 2 → linear (ex.: [Ag(NH_3)_2]^+);
    • coordenação 4 → tetraédrica ou quadrado planar (ex.: [Ni(CN)_4]^{2-} é quadrado planar para d^8);
    • coordenação 6 → octaédrica (ex.: [Fe(H_2O)_6]^{2+}).
  • Em provas, para deduzir a geometria conte os ligantes (ou a soma da denticidade) para obter o número de coordenação e use a regra de energia/eletrônica para decidir entre possibilidades (por ex., d^8 costuma dar quadrado planar).

Passo 8

Efeito nos níveis eletrônicos: noções básicas de campo de ligantes (ligand field / crystal field)
  • Quando ligantes se aproximam do metal, os orbitais d do metal deixam de ser degenerados e “separam‑se” em níveis de energia diferentes (isso chama-se separação de níveis, normalmente representada por \Delta).
  • Essa separação explica cor (absorção de certas energias/luzes) e magnetismo (número de elétrons pareados ou não).
  • Ligantes fortes (ex.: CN^-, CO) causam grande \Delta → podem forçar pareamento dos elétrons (baixo spin). Ligantes fracos (ex.: H2O, F^-) causam pequeno \Delta → elétrons ficam desemparelhados (alto spin).
  • Em provas, citar se um ligante é forte ou fraco ajuda a prever magnetismo e cor.

Passo 9

Efeito quelante (chelate) e estabilidade
  • Ligantes polidentados (quelantes), como \mathrm{EDTA}^{4-} ou etilenodiamina, grudam o metal por vários pontos simultaneamente.
  • Chelatos são geralmente mais estáveis que o mesmo número de ligantes monodentados por razões termodinâmicas (a principal é o ganho de entropia quando vários ligantes monodentados são substituídos por um ligante polidentado). Esse é o “efeito quelante”.
  • Em provas, o efeito quelante é uma justificativa comum para explicar por que certos complexos são muito estáveis em solução.

Passo 10

Como aplicar isso rapidamente numa prova (passos práticos)
  • Identifique o metal e seu estado de oxidação.
  • Conte os ligantes e sua denticidade → determine número de coordenação.
  • Use número de coordenação e configuração eletrônica do metal para sugerir geometria.
  • Classifique ligantes como doadores de par (bases de Lewis); lembre que o metal é o aceptor (ácido de Lewis).
  • Pense em forças: carga do metal, HSAB, e se o ligante é forte/ fraco (para prever cor/ magnetismo).
  • Use exemplos típicos como [Fe(H_2O)_6]^{2+} (óctedra com H2O como base fraca) e [Ni(CN)_4]^{2-} (CN^- forte, influencia no pareamento de elétrons).

Resposta

Um composto de coordenação é formado por um metal central ligado a ligantes na chamada esfera de coordenação; caracteriza‑se pelo metal, estado de oxidação, número de coordenação, e pela denticidade dos ligantes. Segundo a teoria de Lewis, o metal central age como ácido de Lewis (aceita pares de elétrons) e os ligantes agem como bases de Lewis (doam pares de elétrons), formando ligações coordenadas (dativas) onde o par de elétrons vem do ligante. A força e a natureza dessa interação dependem da carga e tamanho do metal, da natureza do ligante (doação σ e possível aceitação π), do efeito HSAB e do campo de ligantes (se forte ou fraco), resultando em diferentes geometrias, estabilidade (efeito quelante) e propriedades eletrônicas como cor e magnetismo.

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