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title: "Metais de transição e complexos de coordenação"
book: "Química universitária — 2.º ano"
subject: chemistry
language: pt
chapter: 18
exercises: 12
source: https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/18-metais-de-transicao-e-complexos-de-coordenacao
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
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# Capítulo 18 — Metais de transição e complexos de coordenação

Em 1893, um químico de vinte e seis anos, Alfred Werner, decidiu explicar um enigma. O cloreto de cobalto(III) forma quatro compostos com a amônia, $\ce{CoCl3.6NH3}$, $\ce{CoCl3.5NH3}$ e dois de fórmula $\ce{CoCl3.4NH3}$, um verde e um violeta. O nitrato de prata precipita de imediato os três cloretos do primeiro, dois do segundo e apenas um de cada um dos dois últimos. A resposta de Werner — seis grupos mantidos em torno do metal nos vértices de um octaedro, o resto do lado de fora — fundou a química de coordenação. Este capítulo estende os complexos do volume do 1.º ano à sua geometria, a seus isômeros, a seus nomes e a uma contagem de elétrons que prevê quais carbonilas metálicas existem.

**O que você já sabe.**

O volume do 1.º ano: complexo, átomo central, ligante, ligante polidentado, quelato, constantes de formação, número de coordenação; configurações eletrônicas dos íons dos metais de transição (os elétrons $n$s perdidos primeiro); ácidos e bases de Lewis, ligações dativas; VSEPR; números de oxidação; enantiômeros. [Capítulo 13](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/13-orbitais-atomicos-formas-energias-e-tamanhos#ch-b2-atomic-orbitals): os orbitais d e a ordem dos níveis 4s e 3d.

![Soluções aquosas de compostos de metais de transição: da esquerda para a direita, nitrato de cobalto(II), dicromato de potássio, cromato de potássio, cloreto de níquel(II), sulfato de cobre(II) e permanganato de potássio. As cores das soluções de cobalto, níquel e cobre vêm de seus aquacomplexos. (Fotografia: Benjah-bmm27, domínio público, Wikimedia Commons.)](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/img-55443fb4e742.jpg)

*Soluções aquosas de compostos de metais de transição: da esquerda para a direita, nitrato de cobalto(II), dicromato de potássio, cromato de potássio, cloreto de níquel(II), sulfato de cobre(II) e permanganato de potássio. As cores das soluções de cobalto, níquel e cobre vêm de seus aquacomplexos. (Fotografia: Benjah-bmm27, domínio público, Wikimedia Commons.)*

## 18.1 O bloco d

**Definição 18.1 (Elemento de transição).**

Um *elemento de transição* é um elemento cujo átomo, ou um de cujos íons usuais, tem uma subcamada d parcialmente preenchida. Um íon de um tal elemento com $n$ elétrons em seus orbitais d tem uma *configuração $d^n$*.

**Proposição 18.2 (Contagem dos elétrons d).**

Um íon de metal de transição $\mathrm M^{m+}$ do grupo de número $g$ (3 a 12) tem uma configuração $d^n$ com $n = g - m$.

**Demonstração.** O átomo neutro tem $g$ elétrons além do gás nobre precedente, nos orbitais $n$s e $(n - 1)$d. Nos íons, os orbitais d ficam abaixo do orbital s ([Exemplo 13.15](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/13-orbitais-atomicos-formas-energias-e-tamanhos#ex-b2-atomic-orbitals-iron)): todos os $g - m$ elétrons de valência restantes são elétrons d. ∎

Por exemplo, $\ce{Fe^2+}$ (grupo 8) é $d^6$, $\ce{Cu^2+}$ (grupo 11) $d^9$, $\ce{Co^3+}$ (grupo 9) $d^6$, $\ce{Pt^2+}$ (grupo 10) $d^8$.

## 18.2 Os ligantes

**Definição 18.3 (Denticidade).**

A *denticidade* de um ligante é o número de seus átomos ligados ao mesmo átomo central. Um *ligante monodentado* se liga por um átomo ($\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$, $\ce{Cl-}$, $\ce{CO}$); um *ligante bidentado*, por dois (o etano-1,2-diamina, abreviado en; o íon etanodioato, ox). Um *ligante em ponte* se liga a dois átomos metálicos ao mesmo tempo. Um *ligante ambidentado* pode se ligar por um ou outro de dois átomos diferentes, como o íon nitrito (por N ou por O) ou o tiocianato (por S ou por N).

**Definição 18.4 (Esfera de coordenação).**

A *esfera de coordenação* de um complexo é o conjunto do átomo central e dos ligantes ligados a ele, escrito entre colchetes; os íons fora dos colchetes são contraíons, não ligados ao metal.

![Ligantes quelantes. À esquerda: o etano-1,2-diamina (en), bidentado por seus dois nitrogênios. No meio: o íon etanodioato (ox), bidentado por dois oxigênios. À direita: o ânion edta, que envolve um íon metálico com seus dois nitrogênios e quatro oxigênios carboxilato (hexadentado).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-51a916a729b6.svg)

![Ligantes quelantes. À esquerda: o etano-1,2-diamina (en), bidentado por seus dois nitrogênios. No meio: o íon etanodioato (ox), bidentado por dois oxigênios. À direita: o ânion edta, que envolve um íon metálico com seus dois nitrogênios e quatro oxigênios carboxilato (hexadentado).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-f7fb98082ba2.svg)

![Ligantes quelantes. À esquerda: o etano-1,2-diamina (en), bidentado por seus dois nitrogênios. No meio: o íon etanodioato (ox), bidentado por dois oxigênios. À direita: o ânion edta, que envolve um íon metálico com seus dois nitrogênios e quatro oxigênios carboxilato (hexadentado).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-230c4ccb0332.svg)

*Ligantes quelantes. À esquerda: o etano-1,2-diamina (en), bidentado por seus dois nitrogênios. No meio: o íon etanodioato (ox), bidentado por dois oxigênios. À direita: o ânion edta, que envolve um íon metálico com seus dois nitrogênios e quatro oxigênios carboxilato (hexadentado).*

## 18.3 Números de coordenação e geometrias

Dois, quatro e seis são os números de coordenação mais comuns. A prata(I) e o ouro(I) dão complexos lineares ($\ce{[Ag(NH3)2]+}$); quatro ligantes formam um tetraedro ($\ce{[CoCl4]^2-}$, $\ce{[Zn(NH3)4]^2+}$) ou um quadrado ($\ce{[PtCl4]^2-}$, $\ce{[Ni(CN)4]^2-}$); cinco, uma bipirâmide trigonal ($\ce{Fe(CO)5}$); seis, de longe o caso mais frequente, um octaedro.

![As geometrias de coordenação comuns (metal em laranja, ligantes em cinza; as ligações tracejadas apontam para trás da página).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-1328e62af93c.svg)

*As geometrias de coordenação comuns (metal em laranja, ligantes em cinza; as ligações tracejadas apontam para trás da página).*

O VSEPR, que coloca os pares de elétrons do átomo central o mais afastados possível, falha aqui: um íon $d^8$ como $\ce{Pt^2+}$ tem quatro pares de elétrons d e quatro ligantes, e no entanto seus complexos são quadrados, e não tetraédricos ou octaédricos. Os elétrons d não são pares localizados que empurram os ligantes: suas energias dependem da geometria de um modo que o próximo capítulo calcula.

**Proposição 18.5 (O d8d^8d8 quadrado plano).**

Os complexos tetracoordenados dos íons $d^8$ da segunda e da terceira séries de transição ($\ce{Pd^2+}$, $\ce{Pt^2+}$, $\ce{Au^3+}$) são quadrados planos.

**Demonstração.** *Admitido neste nível.* ∎

A explicação, o desdobramento dos níveis d pelos ligantes, vem no [Capítulo 19](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/19-teoria-do-campo-ligante-e-cor#ch-b2-ligand-field).

## 18.4 Isômeros

**Definição 18.6 (Isômeros dos complexos).**

Em um complexo octaédrico $\mathrm{MA_3B_3}$, o *isômero fac* tem os três ligantes B em uma face do octaedro, e o *isômero mer*, em um meridiano (três posições em um plano que passa pelo metal). Os *isômeros de ligação* diferem pelo átomo pelo qual um [ligante ambidentado](#def-b2-coordination-complexes-denticity) se liga. Os *isômeros de ionização* trocam um ligante com um contraíon, o que dá íons diferentes em solução.

**Proposição 18.7 (Contagem dos isômeros octaédricos).**

Em um octaedro, $\mathrm{MA_4B_2}$ tem dois isômeros (cis e trans), $\mathrm{MA_3B_3}$ dois (fac e mer), e $\mathrm M(\mathrm{AA})_3$, com três [ligantes bidentados](#def-b2-coordination-complexes-denticity), dois enantiômeros, $\Delta$ e $\Lambda$.

**Demonstração.** Em um octaedro, duas posições quaisquer são adjacentes (cis, $90^\circ$) ou opostas (trans, $180^\circ$): dois arranjos para os dois ligantes B. Para três ligantes B, ou nenhum par está em trans (eles ocupam uma face: fac) ou exatamente um par está em trans (o terceiro fica cis em relação aos dois: mer); três posições mutuamente trans não existem. Para $\mathrm M(\mathrm{AA})_3$, cada quelato ocupa duas posições cis; os três quelatos se enrolam em torno do eixo de ordem três como as pás de uma hélice, girando no sentido horário ou anti-horário quando vistos ao longo desse eixo: duas imagens especulares, não sobreponíveis, já que o complexo não tem plano de simetria. ∎

![Em cima: isômeros cis e trans de MA_4B_2 (ligantes B em azul), isômeros fac e mer de MA_3B_3 (B em vermelho). Embaixo: os dois enantiômeros de um tris-quelato como (Co(en)3)3+, vistos ao longo do eixo de ordem três, esquemáticos: cada quelato (arco azul) une uma posição superior e uma inferior, e os três giram em um sentido () ou no outro ().](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-69690792f2c7.svg)

![Em cima: isômeros cis e trans de MA_4B_2 (ligantes B em azul), isômeros fac e mer de MA_3B_3 (B em vermelho). Embaixo: os dois enantiômeros de um tris-quelato como (Co(en)3)3+, vistos ao longo do eixo de ordem três, esquemáticos: cada quelato (arco azul) une uma posição superior e uma inferior, e os três giram em um sentido () ou no outro ().](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-8321b9d4598c.svg)

*Em cima: isômeros cis e trans de $\mathrm{MA_4B_2}$ (ligantes B em azul), [isômeros fac](#def-b2-coordination-complexes-isomers) e mer de $\mathrm{MA_3B_3}$ (B em vermelho). Embaixo: os dois enantiômeros de um tris-quelato como $\ce{[Co(en)3]^3+}$, vistos ao longo do eixo de ordem três, esquemáticos: cada quelato (arco azul) une uma posição superior e uma inferior, e os três giram em um sentido ($\Delta$) ou no outro ($\Lambda$).*

## 18.5 Nomes e contagem de elétrons

**Método 18.8 (Nomear um complexo).**

1. Na fórmula, escreva a [esfera de coordenação](#def-b2-coordination-complexes-coordination-sphere) entre colchetes, primeiro o metal, depois os ligantes; a carga do complexo fica do lado de fora.
2. No nome, liste os ligantes em ordem alfabética com prefixos multiplicativos (di-, tri-, tetra-; bis-, tris- para nomes de ligantes complexos): os ligantes aniônicos terminam em -o (clorido, cianido, óxido, hidróxido), os neutros conservam seus nomes (aqua, amin, carbonil).
3. Depois vem o metal, com a terminação -ato se o complexo for um ânion (ferrato, cuprato, cobaltato), e seu número de oxidação em algarismos romanos.
4. Em português, o ânion é nomeado primeiro, ligado ao cátion por “de”: $\ce{[Co(NH3)6]Cl3}$ é o cloreto de hexa-amincobalto(III), e $\ce{K4[Fe(CN)6]}$ , o hexacianidoferrato(II) de potássio.

**Definição 18.9 (Contagem de elétrons).**

A *contagem de elétrons de valência* de um complexo é o número de elétrons d do íon metálico mais os elétrons cedidos pelos ligantes (dois para cada par doador). A *regra dos 18 elétrons* afirma que os complexos estáveis de metais em baixo estado de oxidação com ligantes $\pi$-aceptores fortemente ligados, como $\ce{CO}$, tendem a ter 18 elétrons de valência.

**Definição 18.10 (Hapticidade).**

A *hapticidade* de um ligante é o número de seus átomos ligados ao metal por um mesmo sistema $\pi$ contínuo; ela é escrita $\eta^n$: um eteno ligado por sua ligação $\pi$ é $\eta^2$; um anel ciclopentadienila ligado pelos cinco carbonos, $\eta^5$.

**Método 18.11 (Contar os elétrons).**

1. Atribua cargas aos ligantes como espécies de camada fechada ( $\ce{Cl-}$ , $\ce{H-}$ , $\ce{C5H5-}$ ; $\ce{CO}$ , $\ce{PR3}$ , $\ce{NH3}$ neutros) e deduza o estado de oxidação do metal.
2. Conte os elétrons d do metal, $n = g - m$ .
3. Some dois elétrons por par doador: um par por [ligante monodentado](#def-b2-coordination-complexes-denticity) , seis elétrons para um $\eta^5$ - $\ce{C5H5-}$ , seis para um $\eta^6$ -benzeno, dois para um $\eta^2$ -alceno.
4. Uma ligação metal–metal conta um elétron para cada metal.

**Proposição 18.12 (Carbonilas metálicas).**

As carbonilas binárias estáveis da primeira série de transição, $\ce{Cr(CO)6}$, $\ce{Fe(CO)5}$, $\ce{Ni(CO)4}$ e $\ce{Mn2(CO)10}$, têm todas 18 elétrons de valência por átomo metálico.

**Demonstração.** Cromo(0), $d^6$, com seis CO: $6 + 12 = 18$. Ferro(0), $d^8$, cinco CO: $8 + 10 = 18$. Níquel(0), $d^{10}$, quatro CO: $10 + 8 = 18$. Manganês(0), $d^7$, cinco CO e uma ligação Mn–Mn: $7 + 10 + 1 = 18$; um $\ce{Mn(CO)5}$ monomérico, com 17, não existe como composto estável e se emparelha. A razão pela qual 18 é favorecido — nove orbitais de valência do metal, todos os ligantes ou não ligantes preenchidos — é dada no [Capítulo 19](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/19-teoria-do-campo-ligante-e-cor#ch-b2-ligand-field). ∎

O ferroceno, $\ce{Fe(\eta^5-C5H5)2}$, mantém um íon ferro(II) ($d^6$) entre dois ânions ciclopentadienila, cada um cedendo seis elétrons: $6 + 12 = 18$. A regra falha para a maioria dos complexos de estados de oxidação altos e para muitos com ligantes fracos: $\ce{[Ti(H2O)6]^3+}$ tem 13 elétrons, $\ce{[Cu(H2O)6]^2+}$ 21.

**História — Werner e o octaedro.**

![](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/img-2db0a11309a5.jpg)

Alfred Werner propôs em 1893 que um metal tem, além de sua valência, um número de coordenação de grupos mantidos diretamente à sua volta, e que o cobalto(III) mantém seis deles nos vértices de um octaedro. Ele previu então quantos isômeros cada fórmula deveria ter e passou vinte anos preparando-os; em 1911, resolveu um complexo de cobalto em seus dois enantiômeros, provando que a quiralidade não exige um átomo de carbono. Recebeu o Prêmio Nobel de Química em 1913. (Retrato, Les Prix Nobel, 1914, domínio público, Wikimedia Commons.)

## 18.6 Exercícios

**Exercício 18.1 ★.**

Dê a configuração $d^n$ de $\ce{Ti^3+}$, $\ce{V^3+}$, $\ce{Cr^3+}$, $\ce{Mn^2+}$, $\ce{Fe^3+}$, $\ce{Co^2+}$, $\ce{Ni^2+}$ e $\ce{Zn^2+}$.

**Solução de Exercício 18.1.**

$\ce{Ti^3+}$ $d^1$, $\ce{V^3+}$ $d^2$, $\ce{Cr^3+}$ $d^3$, $\ce{Mn^2+}$ $d^5$, $\ce{Fe^3+}$ $d^5$, $\ce{Co^2+}$ $d^7$, $\ce{Ni^2+}$ $d^8$, $\ce{Zn^2+}$ $d^{10}$.

**Exercício 18.2 ★.**

Dê a [denticidade](#def-b2-coordination-complexes-denticity) da água, do etano-1,2-diamina, do íon etanodioato, do edta e do íon tiocianato, e diga qual é ambidentado.

**Solução de Exercício 18.2.**

Água 1, en 2, etanodioato 2, edta 6, tiocianato 1; o tiocianato é ambidentado (por S ou por N).

**Exercício 18.3 ★.**

Dê o nome de $\ce{[Cu(NH3)4]SO4}$, $\ce{K3[Fe(CN)6]}$, $\ce{[CoCl2(NH3)4]Cl}$ e $\ce{[Ni(CO)4]}$.

**Solução de Exercício 18.3.**

Sulfato de tetra-amincobre(II); hexacianidoferrato(III) de potássio; cloreto de tetra-amindicloridocobalto(III); tetracarbonilníquel(0).

**Exercício 18.4 ★.**

Preveja a geometria de $\ce{[Ag(NH3)2]+}$, $\ce{[CoCl4]^2-}$, $\ce{[PtCl4]^2-}$ e $\ce{[Fe(H2O)6]^2+}$.

**Solução de Exercício 18.4.**

Linear; tetraédrica; quadrado plana ($d^8$, terceira série); octaédrica.

**Exercício 18.5 ★★.**

Quantos isômeros tem o $\ce{[PtCl2(NH3)2]}$ quadrado plano? Desenhe-os. (Um deles, a cisplatina, é um medicamento anticâncer.)

**Solução de Exercício 18.5.**

Dois: cis (os dois cloretos adjacentes) e trans (opostos). Em um tetraedro, só haveria um.

**Exercício 18.6 ★★.**

Conte os elétrons de valência de $\ce{Cr(CO)6}$, $\ce{Fe(CO)5}$, $\ce{Ni(CO)4}$, $\ce{V(CO)6}$ e $\ce{Mn2(CO)10}$. Qual deles viola a regra, e como ele se comporta?

**Solução de Exercício 18.6.**

$\ce{Cr(CO)6}$ 18; $\ce{Fe(CO)5}$ 18; $\ce{Ni(CO)4}$ 18; $\ce{V(CO)6}$: $5 + 12 = 17$; $\ce{Mn2(CO)10}$ 18 por manganês. $\ce{V(CO)6}$ viola a regra: ele é [paramagnético](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/14-orbitais-moleculares-das-moleculas-diatomicas#def-b2-diatomic-mos-magnetism) e é facilmente reduzido a $\ce{[V(CO)6]-}$, que tem 18.

**Exercício 18.7 ★★.**

Conte os elétrons de valência do ferroceno e do cobaltoceno $\ce{Co(C5H5)2}$. Qual é facilmente oxidado, e a quê?

**Solução de Exercício 18.7.**

Ferroceno: Fe(II) $d^6$ + 12 = 18. Cobaltoceno: Co(II) $d^7$ + 12 = 19. O cobaltoceno perde facilmente seu elétron a mais, dando o íon cobaltocênio $\ce{[Co(C5H5)2]+}$, com 18.

**Exercício 18.8 ★★.**

O complexo de níquel(II) do edta tem $\log_{10}K = 20.5$, muito acima do de complexos nos quais o níquel se liga a seis doadores nitrogênio ou oxigênio separados. Explique esse efeito quelato pelo número de partículas liberadas quando o quelato substitui seis moléculas de água.

**Solução de Exercício 18.8.**

Um edta substitui seis moléculas de água: $\ce{[Ni(H2O)6]^2+ + edta^4- -> [Ni(edta)]^2- +
6H2O}$, sete partículas a partir de duas. A [entropia de reação](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/2-entropia-e-energia-de-gibbs-de-reacao#def-b2-reaction-free-energy-reaction-entropy) é fortemente positiva, e $K$, muito grande. Seis ligantes separados substituem seis moléculas de água sem ganho no número de partículas.

**Exercício 18.9 ★★.**

Desenhe os dois [isômeros de ligação](#def-b2-coordination-complexes-isomers) de $\ce{[Co(NO2)(NH3)5]^2+}$.

**Solução de Exercício 18.9.**

Nitrito-$\kappa N$ ($\ce{Co-NO2}$, o isômero nitro, amarelo) e nitrito-$\kappa O$ ($\ce{Co-O-N=O}$, o isômero nitrito, vermelho).

**Exercício 18.10 ★★★.**

Quantos estereoisômeros tem $\ce{[CoCl2(en)2]+}$? Quais são quirais?

**Solução de Exercício 18.10.**

Três: o isômero trans (aquiral: planos de simetria) e os dois enantiômeros do isômero cis (os dois quelatos e os dois cloretos se enrolam em um sentido ou no outro).

**Exercício 18.11 ★★★.**

Para $\mathrm{MA_4B_2}$, conte os isômeros previstos por um hexágono plano e por um prisma trigonal de seis ligantes, e explique como o número de isômeros encontrados permite decidir entre as geometrias.

**Solução de Exercício 18.11.**

Hexágono plano: B nas posições 1,2 (orto), 1,3 (meta), 1,4 (para): três isômeros. Prisma trigonal: B ao longo de uma aresta de um triângulo, ao longo de uma aresta vertical, ou em diagonal em uma face retangular: três. O octaedro dá dois. Não encontrar mais de dois, apesar de muitas tentativas e de vários compostos, exclui as outras duas geometrias — se nenhum terceiro isômero tiver passado despercebido.

**Exercício 18.12 ★★★.**

Conte os elétrons de valência de $\ce{[RhCl(PPh3)3]}$ e de $\ce{[IrH(CO)(PPh3)3]}$ ($\ce{PPh3}$ um doador de dois elétrons, $\ce{H-}$ como hidreto). Qual deles poderia receber mais dois ligantes?

**Solução de Exercício 18.12.**

$\ce{[RhCl(PPh3)3]}$: Rh(I) $d^8$ + 4 × 2 = 16. $\ce{[IrH(CO)(PPh3)3]}$: Ir(I) $d^8$ + 5 × 2 = 18. O complexo de ródio, com 16 elétrons, pode receber mais dois (adição oxidativa, [Capítulo 20](https://one-course.com/books/chemistry/3/pt/chapter/20-catalise-organometalica-etapas-elementares-e-ciclos#ch-b2-catalytic-cycles)).

## 18.7 Problema: As aminas de cobalto de Werner

**Problema 18.1.**

Problema de fim de semana — quatro aminas de cloreto de cobalto(III) e o cloreto que elas liberam, suas fórmulas com colchetes, os dois isômeros da tetra-amina e o que eles provam sobre a geometria, e a atividade óptica de um tris-quelato

Dados: quatro compostos, A $\ce{CoCl3.6NH3}$ (amarelo-alaranjado), B $\ce{CoCl3.5NH3}$ (púrpura), C e D $\ce{CoCl3.4NH3}$ (verde e violeta). Com excesso de nitrato de prata, um mol de A precipita 3 mol de $\ce{AgCl}$, B 2 mol, C e D 1 mol cada um. As condutividades molares indicam 4, 3, 2 e 2 íons por unidade de fórmula.

**Parte I — Cloreto e íons.**

1. Quais cloretos reagem de imediato com os íons prata?
2. Quantos cloretos estão ligados ao cobalto em cada composto?
3. Confronte os números de íons com as condutividades.
4. Qual é o número de oxidação do cobalto nos quatro?
5. Qual é sua configuração $d^n$ ?
6. Que número total de ligantes o cobalto mantém em cada composto?

**Parte II — Fórmulas e nomes.**

7. Escreva A, B, C e D com colchetes.
8. Dê o nome de A e de B.
9. Dê o nome do cátion de C e D.
10. Que tipo de isômeros são C e D?
11. O que seria um composto $\ce{CoCl3.3NH3}$ , e quantos íons ele daria?
12. Quantos isômeros esse composto teria em um octaedro?

**Parte III — A geometria.**

13. Desenhe os $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$ cis e trans em um octaedro.
14. Conte os isômeros de $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$ previstos para seis ligantes nos vértices de um hexágono plano.
15. Conte os previstos para um prisma trigonal.
16. Werner nunca encontrou mais de dois. O que isso prova?
17. A prova é completa? O que teria significado um terceiro isômero?
18. Qual de C e D é o cis, sabendo que o isômero cis pode ser convertido em um quelato com etanodioato e o trans não?

**Parte IV — A atividade óptica.**

19. Desenhe $\ce{[Co(en)3]^3+}$ .
20. Ele tem um plano de simetria? Um centro de inversão?
21. Quantos estereoisômeros ele tem?
22. O que prova a resolução de um tal cátion em enantiômeros?
23. O $\ce{[CoCl2(en)2]+}$ é quiral em sua forma cis? Em sua forma trans?
24. Por que a resolução, por Werner, de um complexo que não contém carbono algum foi importante?
25. Dê o número de isômeros de $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$ previsto pelo octaedro, e pelo hexágono plano e pelo prisma trigonal.

**Solução de Problema 18.1.**

**1.** Os cloretos fora da [esfera de coordenação](#def-b2-coordination-complexes-coordination-sphere), livres em solução. **2.** A: 0; B: 1; C e D: 2. **3.** A: $[\ce{Co(NH3)6}]^{3+}$ + 3 $\ce{Cl-}$: 4 íons; B: 3; C, D: 2. Eles concordam. **4.** +3. **5.** $d^6$. **6.** Seis em cada um: 6 $\ce{NH3}$; 5 $\ce{NH3}$ + 1 Cl; 4 $\ce{NH3}$ + 2 Cl. **7.** $\ce{[Co(NH3)6]Cl3}$; $\ce{[CoCl(NH3)5]Cl2}$; $\ce{[CoCl2(NH3)4]Cl}$ (duas vezes). **8.** Cloreto de hexa-amincobalto(III); cloreto de penta-amincloridocobalto(III). **9.** Tetra-amindicloridocobalto(III). **10.** Isômeros geométricos (cis–trans). **11.** $\ce{[CoCl3(NH3)3]}$, um complexo neutro: nenhum íon, nenhum cloreto precipitado de imediato. **12.** Dois: fac e mer. **13.** Cis: os dois Cl a $90^\circ$; trans: a $180^\circ$. **14.** Três (posições orto, meta, para no hexágono). **15.** Três. **16.** Isso sustenta o octaedro, o único dos três que prevê dois. **17.** Não: a ausência de um terceiro isômero é uma evidência negativa. Um terceiro isômero teria excluído o octaedro. **18.** O que forma o quelato: um etanodioato bidentado só pode ocupar duas posições cis. **19.** Três quelatos en em torno do cobalto, cada um ocupando duas posições cis. **20.** Nenhum dos dois: nem plano de simetria nem centro de inversão. **21.** Dois enantiômeros, $\Delta$ e $\Lambda$. **22.** Que os seis ligantes estão dispostos em três dimensões, como em um octaedro; um arranjo plano daria um íon aquiral. **23.** Cis: quiral (dois enantiômeros). Trans: aquiral. **24.** Ela mostrou que a atividade óptica pertence à geometria molecular em geral, e não ao carbono, e confirmou o octaedro. **25.** O octaedro prevê $\boldsymbol{2}$ isômeros de $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$; o hexágono plano e o prisma trigonal preveem $\boldsymbol{3}$.