20.4: Número e Geometria de Coordenação

Para complexos de metais de transição, o número de coordenação determina a geometria em torno do ião metálico central. A Tabela 1 compara os números de coordenação com a geometria molecular. As estruturas mais comuns dos complexos em compostos de coordenação são octaédrica, tetraédrica, e quadrada plana.

Tabela 1. Números de Coordenação e Geometria Molecular.

Ao contrário dos átomos do grupo principal, nos quais os eletrões ligados e não ligados determinam a forma molecular, os eletrões d não ligados não alteram a disposição dos ligandos. Os complexos octaédricos têm um número de coordenação de seis, e os seis átomos dadores estão dispostos nos cantos de um octaedro ao redor do ião central do metal. Exemplos são mostrados na Figura 1. Os aniões cloreto e nitrato em [Co(H₂O)₆]Cl₂ e [Cr(en)₃](NO₃)₃ e os catiões de potássio em K₂[PtCl₆] estão fora dos parênteses e não estão ligados ao ião de metal.

Figura 1. Muitos complexos de metais de transição adoptam geometrias octaédricas, com seis átomos dadores a formar ângulos de ligação de 90° sobre o átomo central com ligandos adjacentes. Note que apenas ligandos dentro da esfera de coordenação afetam a geometria ao redor do centro de metal.

Para os metais de transição com um número de coordenação de quatro, são possíveis duas geometrias diferentes: tetraédrica ou quadrada plana. Em complexos tetraédricos como [Zn(CN)₄]²⁻ (Figura 3), cada um dos pares de ligandos forma um ângulo de 109,5°. Em complexos quadrados planos, como [Pt(NH₃)₂Cl₂], cada ligando tem outros dois ligandos em ângulos de 90° (chamadas posições cis) e um ligando adicional em um ângulo de 180°, na posição trans.

Figura 2. Os metais de transição com um número de coordenação de quatro podem adoptar uma geometria tetraédrica (a) como em K₂[Zn(CN)₄] ou uma geometria quadrada plana (b) como mostrado em [Pt(NH₃)₂Cl₂].

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section19.2: Coordination Chemistry of Transition Metals.