Os ácidos e bases de Lewis

2F.2aOs complexos de coordenação

As bases de Lewis, íons ou moléculas, ligadas ao átomo ou íon central de metal, nos complexos de um metal d, são conhecidas como ligantes. Um exemplo de ligante iônico é o íon cianeto. No íon hexacianoferrato(II), $\ce{[Fe(CN)6]^{4-}}$, os íons $\ce{CN^-}$ fornecem os pares de elétrons que formam ligações com o ácido de Lewis $\ce{Fe^{2+}}$. No complexo neutro $\ce{Ni(CO)4}$, o átomo de $\ce{Ni}$ age como ácido de Lewis e os ligantes são moléculas de $\ce{CO}$, as quais atuam como bases de Lewis.

O íon hidratado $\ce{Cu(OH2)6^{2+}}$ é um exemplo de complexo, isto é, uma espécie formada por um átomo ou íon central de metal ao qual se ligam outros íons ou moléculas por ligações coordenadas. A fórmula química de um íon complexo (mas não de um complexo neutro) normalmente é mostrada entre colchetes. Logo, este íon seria representado por $\ce{[Cu(OH2)6]^{2+}}$. Um composto de coordenação é um composto eletricamente neutro em que pelo menos um dos íons presentes é um complexo. Entretanto, os termos composto de coordenação (o composto total neutro) e complexo (um ou mais de um dos íons ou espécies neutras presentes no composto) são muitas vezes usados um pelo outro. Os compostos de coordenação incluem os complexos nos quais o átomo central de metal é eletricamente neutro, como $\ce{Ni(CO)4}$, e os compostos iônicos, como $\ce{K4[Fe(CN)6]}$.

Cada ligante, em um complexo, tem pelo menos um par de elétrons livres com o qual ele se liga ao íon ou átomo central por covalência coordenada. Dizemos que os ligantes se coordenam com o metal ao formarem complexos dessa maneira. Esses ligantes fazem parte da esfera de coordenação do íon central. O número de pontos aos quais os ligantes se prendem ao átomo central de metal é chamado de número de coordenação do complexo. O número de coordenação é $4$ em $\ce{Ni(CO)4}$ e $6$ em $\ce{[Fe(CN)6]^{4-}}$.

2F.2bAs formas dos complexos

A riqueza da química de coordenação é aumentada pela variedade de formas que seus complexos podem adotar. Os complexos mais comuns têm número de coordenação 6. Quase todas essas espécies têm seus ligantes nos vértices de um octaedro regular, com o íon metálico no centro, e são chamadas de complexos octaédricos. Um exemplo de complexo octaédrico é o íon $\ce{[Fe(CN)6]^{4-}}$.

Os próximos complexos mais comuns têm número de coordenação 4. Existem duas formas típicas com esse número de coordenação. Em um complexo tetraédrico, os quatro ligantes localizam-se nos vértices de um tetraedro regular, como no íon $\ce{[CoCl4]^{2-}}$. Um arranjo alternativo, mais frequente no caso de átomos e íons com configuração eletrônica $\mathrm{d^8}$, como $\ce{Pt^{2+}}$ e $\ce{Au^{3+}}$, tem os ligantes nos vértices de um quadrado, originando os complexos quadrado-planares, como a cisplatina, $\ce{[PtCl2(NH3)2]}$:

Muitas outras formas são possíveis para os complexos. As mais simples são as lineares, com número de coordenação 2. Um exemplo é o dimetil-mercúrio, $\ce{[Hg(CH3)2]}$, que é um composto tóxico formado pela ação de bactérias em soluções de íons $\ce{Hg^{2+}}$ em água. Números de coordenação superiores a 12 são encontrados para os membros do bloco f, mas são raros para os do bloco d. Um tipo interessante de composto do bloco d é o ferroceno, $\ce{[Fe(C5H5)2]}$. O ferroceno é muito propriamente chamado de composto sanduíche, com os dois ligantes ciclopentadienila sendo o pão e o átomo de metal o recheio. O nome formal dos compostos sanduíche é metaloceno.

Alguns ligantes são polidentados e podem ocupar simultaneamente mais de um sítio de ligação. Em cada lado da molécula de dois dentes (isto é, bidentada) de etilenodiamina, $\ce{NH2CH2CH2NH2}$, existe um átomo de nitrogênio com um par isolado de elétrons. Esse ligante é amplamente utilizado na química de coordenação e é abreviado como $\ce{en}$, como, por exemplo, no $\ce{[Co(en)3]^{3+}}$. O átomo de metal fica no centro dos três ligantes, como se estivesse preso pelas garras das três moléculas.

Esse é um exemplo de um quelato (a palavra grega para garra), isto é, um complexo que contém um ou mais ligantes, que formam um anel de átomos que inclui o átomo central de metal. Existem poucos ligantes hexadentados, mas um exemplo comum é o íon etilenodiaminatetraacetato, EDTA. Esse ligante forma complexos com muitos íons de metais, inclusive com $\ce{Pb^{2+}}$ e, por isso, é usado como antídoto para envenenamento por chumbo.

Os ligantes quelantes são bastante comuns na natureza. Musgos e líquens secretam ligantes quelantes para capturar íons de metais essenciais das rochas sobre as quais eles crescem. A formação de quelatos também é a base da estratégia do corpo na produção da febre quando infectado por uma bactéria. A temperatura alta mata a bactéria pela diminuição de sua capacidade de sintetizar um determinado ligante que é quelante de ferro.