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6) COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
Complexo: não é possível dar uma definição exata do que seja um composto de coordenação (ou complexo), mas pode-se dizer que ele apresenta uma espécie central ligada a íons ou moléculas denominadas ligantes, formando uma ligação covalente coordenada (dativa). Espécie central: cátion, ânion ou átomo neutro (na maioria das vezes um metal de transição) que são capazes de aceitar elétrons dos ligantes (ácidos de Lewis) Ligantes: íons ou moléculas que tem a capacidade de doar elétrons para o átomo central (bases de Lewis) Os compostos de coordenação podem ser: Neutros: [Ni(CO) 4 ] Iônicos: K 4 [Fe(CN) 6 ], [Cu(H 2 O) 4 ]SO 4 TEORIA DE WERNER A teoria de Werner, proposta em 1893, foi a 1ª tentativa de explicar a ligação existente em compostos de coordenação. Por exemplo: porque um sal estável como o CoCl 3 reagiria com um nº variável de moléculas de NH 3 , para formar diversos novos compostos como CoCl 3 .6NH 3 , CoCl 3 .5NH 3 e CoCl 3 .4NH 3? Composto Cor Fórmula atual CoCl 3 .6NH 3 Amarelo [Co( NH 3 ) 6 ]Cl 3 CoCl 3 .5NH 3 Púrpura [Co( NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 CoCl 3 .4NH 3 Violeta (trans) [Co( NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl CoCl 3 .4NH 3 Verde (cis) [Co( NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl CoCl 3 .6NH 3 + Ag
3 AgCl(s) CoCl 3 .5NH 3 + Ag+^ 2 AgCl(s) CoCl 3 .4NH 3 + Ag
1 AgCl(s) Valência Primária: hoje chamada de nº de oxidação Valência Secundária: hoje chamada de nº de coordenação (nº de ligantes ou átomos doadores aos quais o metal se encontra diretamente ligado) Werner com o seu trabalho sobre os complexos, conseguiu prever a geometria de alguns compostos que mais tarde foram confirmadas por difração de Raios-X. TIPOS DE LIGANTES Monodentados: quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de um único átomo doador. Ex.: Cl-, H 2 O, NH 3 , etc. Bidentado: quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de dois átomos doadores. Ex.: Etilenodiamina (en) H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 Polidentado: quando vários átomos doadores se encontram presentes em um mesmo ligante. Ex.: Dietilenotriamina (dien) HN(CH 2 CH 2 NH 2 ) 2 Quando um ligante bi ou polidentado se liga a um único átomo central, diz-se que ele forma
NÚMEROS DE COORDENAÇÃO (NC) E GEOMETRIAS
Nos compostos de coordenação, os elementos de transição podem exibir NC que variam de 2 a 12. No entanto, os mais comuns são 4, 5 e 6. NC 2: os complexos com NC=2 são lineares e praticamente se restringem aos cátions: Cu
, Ag
, Au+^ e Hg+2, todos com configuração d^10. Ex.: [CuCl 2 ]-; [Ag(NH 3 ) 2 ]+; [AuCl 2 ]-^ e HgCl 2. NC 3: a coordenação tripla é rara entre os complexos metálicos. Aparece normalmente em complexos com ligantes volumosos, como o amideto [N(Si(CH 3 ) 3 ) 2 ]
- . Estes complexos exibem geometria trigonal planar. Ex.: [M{[N(Si(CH 3 ) 3 ) 2 ]
} 3 ], M= Fe, Cr NC 4: este tipo de coordenação é encontrada em um grande número de compostos e podem apresentar geometria tetraédrica ou quadrática. Os complexos com geometria tetraédrica ocorrem com metais que não possuam configuração d 8 (ou s 1 d 7 ). Ex.: Os complexos quadráticos são característicos dos metais de transição com configuração d^8. Ex.: NC 5: envolve complexos onde as geometrias são a piramidal quadrática e a bipirâmide trigonal. Ex.: [Ni(CN) 5 ]-3^ e [Fe(CO) 5 ] NC 6: são numerosos entre os complexos. Sua geometria é octaédrica, mas algumas vezes apresenta-se distorcida. É o arranjo mais comum para metais com configuração d 0 -d 9 . Ex.: [Cr(NH 3 ) 6 ]
(d 3 ); [Mo(CO) 6 ] (d 6 ); [Fe(CN) 6 ]
(d 5 )
alquila amina alcóxido alceno fenila (^3) -ciclopropenila 2 2 3 -alila 2 n 2 2 Olefinas não conjugadas
CLASSIFICAÇÃO DOS LIGANTES
Os ligantes são classificados de acordo com o número de elétrons que eles doam formalmente ao centro metálico.
- Ligantes de um elétron (X): formam uma única ligação sigma e são designados de ligantes tipo X. São exemplos desta classe de ligantes: -Cl, -Br , -I, -OH, -CN, -CH 3 , -CH 2 R, -NR 2 , -OR, -
- Ligantes de dois elétrons (L): São todas as bases de Lewis e todos os ligantes que formam uma ligação pi com o centro metálico. Em princípio, todos os fragmentos orgânicos com um par de elétrons livres podem se coordenar ao centro metálico. No caso dos alcinos, uma única ligação pi deve participar da ligação com o metal, assim como as piridinas (somente o par de elétrons do nitrogênio deve estar envolvido na ligação). São exemplos desta classe de ligantes: H 2 O , NH 3 , PPh 3 H 2 C=CH 2 , -C NR, N CR, H 2 C=CHR, RC CR, PR 3 , C O, NC 5 H 5 (piridina)
- Ligantes de três elétrons (XL): estão incluídos todos os ligantes que realizam simultaneamente uma ligação sigma (X) e uma ligação pi (L), como os seguintes grupamentos:
- Ligantes de quatro elétrons (LL): esta classe inclui todos os ligantes pi bidentados, as ciclobutadienilas, os dienos conjugados, etc.
- Ligantes de cinco elétrons (XLL): os principais ligantes desta classe são as (^5) -ciclopentadienila e 5 -pentadienilas.
- Ligantes de seis elétrons (LLL): são em princípio todos os 6 -arenos e similares, assim como os cicloeptatrienos e ligantes pi tridentados.
- Ligantes de sete elétrons (XLLL): o mais comum tipo de ligante desta classe é o 7 -cicloeptatrienila.
- Ligantes de oito elétrons (LLLL): o ligante típico desta classe é o 8 -ciclooctatetraenila Benzeno (Bz) (^7) -cicloeptatrienila. (^8) -ciclooctatetraenila 4 -ciclobutadienila dienos 5 -ciclopentadienila 5 -pentadienila
OBS.: O prefixo n antes do nome de ligantes insaturados, indica o número de átomos de carbono que interagem com o metal central. REGRA DOS DEZOITO ELÉTRONS Os elementos do grupo principal formam compostos estáveis quando atingem a configuração de gás nobre. A razão do ganho de estabilidade está associada ao preenchimento de todos os orbitais de valência. Para um elemento da 1ª série, isto corresponde ao preenchimento dos orbitais 2s e 2p. Uma vez que cada orbital pode conter no máximo dois elétrons, oito elétrons são necessários ao todo. Daí advém a regra do octeto para os compostos dos elementos principais. Na essência, a regra é a mesma para os elementos do bloco d. Entretanto, os elementos do bloco d possuem nove orbitais de valência (1s, 3p e 5d) resultando em um total de 18 elétrons. A regra dos 18 elétrons estabelece que um complexo estável seja obtido quando: elétrons d do metal + elétrons dos ligantes + carga total do complexo = 18. A maneira mais simples de se fazer esta contagem de elétrons é a que considera o metal com estado de oxidação zero e os ligantes como radicais neutros. Na prática, basta somar o número de elétrons do metal (dado pelo grupo a que pertence o metal na TP), com o número de elétrons dos ligantes (conforme a classificação vista anteriormente) e com a carga do complexo. Então: E = m + x + 2n - q Onde: E = nº elétrons do complexo m = nº elétrons da camada de valência do metal x = nº de ligantes tipo X n = nº de ligantes tipo L q = carga do íon complexo V = valência NC = nº de coordenação Se: E = 18 elétrons complexo estável E < 18 elétrons complexo reativo; sofre redução; aumenta a coordenação E > 18 elétrons complexo reativo; sofre oxidação; diminui a coordenação Exemplo: [Cr(CO) 6 ] Cr pertence ao grupo 6, logo possui 6 elétrons de valência E = 6 + 0 + 2x6 0 = 6 + 12 = 18 elétrons V = 0 + 0 = 0 NC = 0 + 6 = 6 Para treinar: [Ni(PPh 3 ) 4 ]; [CrBz (CO) 3 ]; [Rh(Cp) 2 ]+; [W Br 3 (CO) 4 ] OBS.: Quando existe ligação metal-metal, considera-se que cada metal atua como um ligante X ( elétron). Ex.: (CO) 5 Mna-Mnb(CO) 5 Mna = 7 + 1 + (5x2) = 18 elétrons Mnb = 7 + 1 + (5x2) = 18 elétrons Exceções a regra dos dezoito elétrons: são normalmente complexos ricos em elétrons derivados de metais com configuração d 8
. Estes preferem formar complexos quadráticos com 16 elétrons. São em geral complexos contendo os seguintes metais: Rh(I), Ir(I), Ni(II), Pd(II) e Pt(II). Ex.: [RhCl(PPh 3 ) 3 ] V = x + q NC = x + n
[Co(SO 4 )(NH 3 ) 5 ]Br + Ba 2+ não reage [CoBr(NH 3 ) 5 ]SO 4 + Ba2+^ BaSO 4 (s) Isomeria de Solvatação Semelhante a isomeria de ionização, porém no caso da isomeria de solvatação, um ligante neutro é trocado por um ligante aniônico. Ex.: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 violeta [Cr Cl(H 2 O) 5 ]Cl 2 .H 2 O verde claro [Cr Cl 2 (H 2 O) 4 ]Cl.2H 2 O verde escuro Quando estes complexos são dissolvidos em água os cloretos complexados são substituídos por água, resultando em mudanças de coloração de verde para verde claro e em seguida para violeta. Isomeria do Ligante É comum encontrar complexos isômeros devido ao isomerismo entre os ligantes. Por exemplo com complexos com ligantes contendo NMe 3 e NH 2 Pr. Ni N H N O H O Ni N H N O H O Isomeria de Polimerização Compostos que tenham a mesma fórmula empírica mas diferentes múltiplos de massa molecular. Ex.: [Pt Cl 2 (NH 3 ) 2 ] com [Pt(NH 3 ) 4 ][PtCl 4 ] e [Pt(NH 3 ) 4 ][PtCl 4 ] [Pt 2 Cl 4 (NH 3 ) 4 ] [Pt 3 Cl 6 (NH 3 ) 6 ] Isomeria Geométrica ESTEREOISOMERIA Isomeria Politopal Isomeria Ótica Isomeria Geométrica Apenas um composto é possível para complexos tetraédrico [MA 2 B 2 ]. Entretanto, para compostos quadrados existem 2 isômeros para complexos de fórmula geral [MA 2 B 2 ]. Ex.: Pt H 3 N Cl H 3 N Cl Cis Pt Cl NH 3 H 3 N Cl Trans
Isômeros geométricos também são comuns em compostos de coordenação com NC=6. Ex.: Cl Co N N Cl N^ N Cis Cl Co Cl N N N^ N Trans Em complexos como [Co Cl 3 (NH 3 ) 3 ] há duas maneiras possíveis de arranjar os ligantes: Co Cl NH 3 Cl H 3 N NH 3 Cl Mer Co Cl Cl NH 3 Cl NH 3 NH 3 Fac Isomeria Politopal Ocorre em complexos tipo [Ni(CN) 5 ] 3- nos quais as estruturas cristalinas mostram ambas estruturas para número de coordenação 5: CN Ni CN
NC
NC
CN
Bipirâmide trigonal
CN
Ni
NC CN
NC CN
Pirâmide de base quadrada Isomeria Ótica Em comp quirais. Complexos tetraédricos têm potencial para isomerismo ótico somente em compostos derivados do carbono. Em compostos de coordenação é raro ter compostos tetraédricos com 4 substituintes diferentes. Em geral são lábeis. Isomeria ótica é observada em complexos octaédricos contendo ligantes quelatantes (bidentados).
- Os ligantes são identificados por um nome precedido por prefixo grego que dá o número de unidades do ligante ligadas ao átomo. A ordem da nomeação dos ligantes é a alfabética (sem levar em conta os prefixos). a) Os ligantes aniônicos têm os nomes terminados em o. Nome do ânion Fórmula Nome do Ligante Brometo Br
- Bromo Carbonato CO 32 -^ Carbonato Cianeto CN-^ Ciano Cloreto Cl
Cloro Fluoreto F
Fluoro Hidrogenoperóxido HO^2 -^ Hidrogenoxo Hidrogenossulfeto HS-^ Mercapto Hidróxido OH
Hidroxo Metóxido H 3 CO Metoxo Oxalato C 2 O 42 -^ Oxalato Óxido O
- 2 Oxo Sulfato SO 4 2 - Sulfato Sulfeto S^2 -^ Tio Para os ligantes H-, H 2 N-, HN2- e N3, a denominação usual, hidreto, amideto, imideto e azoteto, respectivamente, é preferível em relação a hidro, amido, imido ou azido, por razões de ambiguidade. Observa-se que, em português, os nomes dos haletos coordenados, com exceção de correspondem aos nomes dos elementos: cloro, bromo e iodo. Ligantes aniônicos contendo prefixos numéricos (como trifosfato), assim como os tio-, seleno- e teluro- derivados dos oxi-ânions (como tiossulfato), devem ser colocados entre parênteses. b) Os ligantes neutros têm em geral o nome da molécula. Há exceções importantes: c) Os prefixos que indicam o número de ligantes são: d) Quando o nome do ligante também tem prefixo numérico, o número dos ligantes é identificado por: bis (2), tris (3), tetraquis (4), pentaquis (5), hexaquis (6), etc. [Co(en) 3 ]Cl 3 cloreto de tris(etilenodiamino)cobalto(III) e) Uso de parênteses, chaves e colchetes nos nomes dos complexos: A justaposição de nomes pode prejudicar a clareza ou conduzir a formas incorretas do ponto de vista ortográfico. Por exemplo: [CoCl 3 (NH 3 ) 2 (H 2 NCH 3 )] diamintriclorometilaminacobalto(III)
Neste caso a colocação de parênteses em metilamina torna-se imprescindível para evitar a ambigüidade com triclorometilamina (Cl 3 NCH 3 ), portanto, o nome correto deste complexo é: diamintricloro(metilamina)cobalto(III). [Ru(HPO 4 ) 2 (OH) 2 (NH 3 ) 2 ]3-^ íon diamindihidrogenofosfatodihidroxirutenato(III) Neste exemplo existem duas letras h no interior do nome e uma letra r precedida de vogal, o que está em desacordo com as regras de ortografia da língua portuguesa. A forma correta implicaria na supressão dos h e na duplicação do r, ou seja: diamindiidrogenofosfatodiidroxirrutenato(III). É preferível, entretanto, por uma questão de clareza, preservar a identidade dos constituintes através de parênteses: diaminbis(hidrogenofosfato)di(hidroxi) rutenato(III). f) As seguintes recomendações se aplicam ao uso das abreviações: a) Quando se tratar de publicações, o significado de cada abreviação deve ser escrito por extenso. Exemplo: en etilenodiamina. b) As abreviações devem ser curtas, não mais que quatro letras e não devem conter hífens. Exemplo: phen e não o-phen (para 1,10-fenantrolina). c) Deve-se procurar evitar confusões com abreviações comumente aceitas, tais como Me (metil), Et (etil), Ph (fenil), etc. d) Com exceção de algumas abreviações do tipo H 4 edta, H 2 ox e L (ligante), todas as abreviações devem ser feitas com letras minúsculas. A abreviação genérica para metal é M, para íons lantanídeos é Ln e para os íons actinídeos é An.
- A identificação do metal se faz pelo nome do átomo de metal quando o complexo é neutro ou catiônico, ou pelo nome do átomo de metal com a terminação ato quando o complexo for aniônico, algumas exceções são:
- Nos complexos binucleares ou polinucleares, os ligantes que funcionam como conectivos ou pontes entre dois ou mais átomos centrais são indicados pela letra grega , como um prefixo do nome do Ligante, separado por hífen. Dois ou mais ligantes de conexão são indicados por di- , tri- , etc. Para uma espécie que liga mais de dois átomos centrais, o número de átomos ligados é indicado como um subíndice da letra (por exemplo, 3 ). Exemplos:
- 7 - Para grupos de conexão ligados a dois centros através de átomos coordenantes diferentes, os símbolos desses átomos são especificados após o nome do ligante. Referência: Ferreira, A.M.C.; Toma, H.E. & Massabni, A.; "Nomenclatura de Compostos de Coordenação: Uma Proposta Simplificada"; Química Nova 7 , 9-15 (1984).
LIGAÇÃO QUÍMICA NOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)
Segundo Pauling, a formação de um complexo pode ser vista como uma reação entre um ácido de Lewis (espécie central) e uma base de Lewis (ligante), formando uma ligação covalente coordenada entre essas espécies. Para explicar a geometria dos compostos, Pauling propôs que os orbitais atômicos da espécie central sofram hibridização, de tal forma que os novos orbitais atômicos híbridos (OAH) tenham a simetria do complexo. Então, pares de elétrons doados pelos ligantes, entram em OAH do íon central. Mas em quais orbitais? Isto depende do número de coordenação e da geometria do complexo: NC Geometria Hibridização Exemplo 2 Linear sp [Cu(NH 3 ) 2 ]
4 Tetraédrica sp 3 [Zn(NH 3 ) 4 ]
4 Quadrática dsp^2 [Ni(CN) 4 ]-^2 6 Octaédrica d^2 sp^3 ou sp^3 d^2 [Cr(NH 3 ) 6 ]+ NC = nº de orbitais atômicos híbridos Regras para determinar o número de orbitais atômicos híbridos: 1º) Determinar o número de coordenação. Se for 4, saber a geometria e/ou magnetismo. 2º) Determinar a carga do metal e o número de elétrons de valência. 3º) Colocar os elétrons de valência nos orbitais de menor energia disponíveis. Se for o caso, emparelhados. Os princípios envolvidos na ligação química nos complexos dos metais de transição, não diferem daqueles que prevalecem em outros compostos. Entretanto, como os metais de transição possuem orbitais d parcialmente preenchidos, surgem peculiaridades que tornam conveniente um tratamento à parte da ligação química nos compostos desses metais. Para entendermos os diferentes modelos teóricos desenvolvidos, é necessário conhecermos as formas e orientações dos orbitais d no espaço.
Limitações da TLV: a TLV foi muito popular durante 20 anos, pois ela racionalizou as geometrias e propriedades magnéticas observadas nos complexos. Entretanto, não foi capaz de prevê-las nem de justificá-las. Não pode explicar porque alguns complexos de Ni(II) são octaédricos e outros tetraédricos Porque alguns ligantes formam complexos mais estáveis que outros? Não explica a cor e as características espectrais dos complexos Existe um problema adicional: devido à doação de elétrons dos ligantes para o átomo central, esse fica excessivamente negativo, o que não é normal para um metal. TEORIA DO CAMPO CRISTALINO (TCC) Essa teoria postula que a única interação existente entre o íon central e os ligantes é de natureza eletrostática, onde os ligantes são considerados cargas pontuais. COMPOSTOS OCTAÉDRICOS Essa interação diferenciada : Um íon metálico está situado na origem de um sistema de eixos cartesianos e seis ligantes aproximam-se segundo os eixos, criando um campo elétrico octaédrico. Haverá interação eletrostática entre os elétrons dos orbitais d e os ligantes. A interação, porém, não será igual para os cinco orbitais d. A interação será maior para os orbitais que têm seus lóbulos dirigidos segundo os eixos cartesianos (orbitais eg).
Determinação da energia correspondente a 10 Dq Vamos considerar o caso mais simples, de um complexo de configuração d 1 : [Ti(H 2 O) 6 ]
. 1kJ/mol = 83,7 cm
- 10 Dq = 20.300/83,7 = 243 kJ/mol Para muitos complexos de metais de transição, o valor de 10 Dq corresponde à radiação na região do visível, o que justifica as cores observadas para estes compostos. A cor de uma substância iluminada por luz branca resulta da soma dos componentes de luz que ela não absorve: Se ela absorve toda a radiação incidente ela será preta Se não absorve nenhuma radiação será branca Se absorver todas as cores, exceto o verde, será verde Mas devem ser consideradas as cores complementares. Uma substância também se apresentará como verde, se apenas a cor vermelha for absorvida. Diz-se então, que o verde e o vermelho são cores complementares. Uma substância que só absorve a cor verde será vermelha. A diferença de energia entre os orbitais eg e t 2 g, qualquer que seja o seu valor em termos de kJ/mol, é definida como 10Dq ou 0 e denomina-se Desdobramento do campo cristalino. O valor numérico de 10 Dq é uma medida da força do campo eletrostático. Esse valor pode ser determinado a partir de dados espectrais e é característico para cada complexo. Para os complexos é necessário considerarmos as cores complementares, conforme apresentado na roda das cores.
Fatores que influenciam o valor de 10 Dq a) Número de oxidação do metal quanto maior o número de oxidação do íon metálico, maior o valor de 10 Dq. b) Período do metal quanto maior o período, maior o valor de 10 Dq. c) Simetria do campo ligante quanto maior o número de ligante, mais forte o campo. d) Natureza do ligante ligantes diferentes desdobram o campo em extensões diferentes. Experimentalmente, foi possível ordenar um grande número de ligantes de acordo com os valores crescentes de 10 Dq. A série obtida recebeu o nome de série espectroquímica. I-<Br-<S-2<Cl-<NO 3 - <F-<OH-<EtOH<Ox<H 2 O<EDTA<Py=NH 3 <em<Dipy<NO 2 - <PPh 3 <CN-<CO Campo Fraco Campo Forte Para complexos de um mesmo íon, os valores de 10 Dq variam de acordo com a posição do ligante na série espectroquímica. Configuração Íon P (kJ/mol) Ligante 10 Dq (kJ/mol) Spin d 5 Mn
290 6 Cl
- 90 Alto 6 H 2 O 100 Alto 6 CN-^360 Baixo d 6 Fe
230 6 H 2 O 120 Alto 6 CN-^390 Baixo d^6 Co+3^280 6 H 2 O 250 Baixo 3 en 280 Baixo 6 CN-^410 Baixo COMPOSTOS TETRAÉDRICOS Para melhor visualizar a coordenação tetraédrica, podemos imaginá-la como derivada da coordenação cúbica, onde apenas 4 ligantes se aproximam do íon metálico segundo os vértices do cubo. Percebe-se que nenhum dos ligantes está exatamente na direção dos orbitais. Entretanto, eles se aproximam mais dos orbitais t 2 do que os orbitais e. O diagrama de níveis de energia correspondente é o inverso da coordenação octaédrica. O desdobramento do campo cristalino é menor. Por isto, até hoje só foram encontrados complexos com spin alto. Metais com configuração d 0 , d 5 (spin alto) e d 10 .
COMPOSTOS QUADRÁTICOS
Os complexos quadráticos, onde 4 ligantes estão arranjados ao redor do íon metálico em um plano, podem ser visualizados como formados pela remoção de dois ligantes ao longo do eixo z do complexo octaédrico. O orbital dz2 é agora mais baixo em energia do que o dxy, porque os ligantes ao longo do eixo z foram removidos. Os complexos quadráticos são característicos de íons metálicos com configuração d 8
. São quase sempre de spin baixo e diamagnéticos. LIMITAÇÕES DA TCC A TCC é bem sucedida em explicar as formas dos complexos, de seus espectros, de suas propriedades magnéticas e de sua estabilidade. A desvantagem é o fato de ela ignorar as evidências de que interações covalentes ocorrem em muitos complexos: Compostos com o metal no estado de oxidação zero e com ligantes não aniônicos como [Ni(CO) 4 ], não apresentam nenhuma atração eletrostática entre o metal e os ligantes. Portanto, a ligação deve ser covalente. A ordem dos ligantes na série espectroquímica não pode ser explicada apenas considerando-se as forças eletrostáticas. Por exemplo: porque H 2 O é um ligante de campo mais forte que OH
? Porque CO é um ligante de campo mais forte de todos se é uma molécula neutra? TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) A abordagem inicial da TOM para complexos octaédricos pode ser resumida nos seguintes passos: 1º) Identificar os orbitais atômicos de valência 2º) Combinar os orbitais atômicos de modo a obter OML e OMAL Vamos considerar primeiro somente as ligações sigmas. A espécie metálica participa com 9 orbitais atômicos (1 ns, 3 np e 5 (n-1)d) e cada ligante com um orbital atômico, totalizando 6 orbitais dos ligantes. Assim teremos 15 orbitais atômicos de valência.
