Compostos de Coordenação e Nomenclatura

Na maioria dos compostos de elementos do grupo principal, os eletrões de valência dos átomos isolados combinam-se para formar ligações químicas que satisfazem a regra do octeto. Por exemplo, os quatro eletrões de valência do carbono sobrepõem-se com eletrões de quatro átomos de hidrogénio para formar CH₄. O eletrão de valência solitário deixa o sódio e junta-se aos sete eletrões de valência do cloro para dar forma à unidade de fórmula iónica NaCl (Figura 1a). Os metais de transição não se ligam normalmente desta forma. Eles formam principalmente ligações covalentes coordenadas, uma forma de interação ácido-base de Lewis na qual ambos os eletrões na ligação são contribuídos por um dador (base de Lewis, por exemplo molécula de amoníaco) para um aceitador de eletrões (ácido de Lewis, por exemplo ião cobalto) (Figura 1b). O ácido de Lewis em complexos de coordenação, chamado de ião (ou átomo) metálico central, é muitas vezes um metal de transição ou metal de transição interna. As bases de Lewis dadoras, chamadas ligandos, podem ser uma grande variedade de produtos químicos – átomos, moléculas, ou iões. O único requisito é que eles tenham um ou mais pares de eletrões, que possam ser doados ao metal central. Mais frequentemente, isto envolve um átomo dador (átomo de nitrogénio, Figura 1b) com um par solitário de eletrões que pode formar uma ligação coordenada com o metal.

Figura 1 (a) Ligações covalentes envolvem a partilha de eletrões e ligações iónicas envolvem a transferência de eletrões associados a cada átomo de ligação, conforme indicado pelos eletrões coloridos. (b) No entanto, as ligações covalentes coordenadas envolvem eletrões provenientes de uma base de Lewis a serem doados a um centro metálico. Os pares solitários de seis moléculas de amoníaco formam ligações com o ião cobalto para formar um complexo octaédrico.

A esfera de coordenação consiste no ião ou átomo de metal central mais os seus ligantes acoplados. Os parênteses em uma fórmula contêm a esfera de coordenação. O número de coordenação do ião ou átomo de metal central é o número de átomos dadores ligados a ele. O número de coordenação para o ião de prata em [Ag(NH₃)₂]⁺ é dois; para o ião de cobre(II) em [CuCl₄]²⁻, o número de coordenação é quatro; enquanto que para o ião de cobalto(II) em [Co(H₂O)₆]²⁺ o número de coordenação é seis.

Nomenclatura dos Complexos

A nomenclatura dos complexos está padronizada após um sistema sugerido por Alfred Werner, um químico Suíço e premiado com um Nobel, cujo trabalho notável há mais de 100 anos forneceu a base para uma compreensão mais clara destes compostos. As cinco regras a seguir são usadas para nomear os complexos:

1. Se um composto de coordenação for iónico, indicar o primeiro catião e o segundo anião, de acordo com a nomenclatura habitual.
2. Dar primeiro nome aos ligandos, seguido do metal central. Dar nome aos ligandos alfabeticamente. Os ligandos negativos (aniões) são nomeados adicionando –o ao nome de raiz do grupo. Para a maioria dos ligandos neutros, é utilizado o nome da molécula. As quatro excepções comuns são aqua (H₂O), amino (NH₃), carbonilo (CO) e, nitrosilo (NO). Por exemplo, o nome de [Pt(NH₃)₂Cl₄] é diaminotetracloroplatina(IV).
3. Se houver mais de um ligando de um determinado tipo, o número é indicado pelos prefixos di-(para dois), tri-(para três), tetra-(para quatro), penta-(para cinco) e hexa-(para seis). Às vezes, os prefixos bis-(para dois), tris-(para três), e tetrakis-(para quatro) são usados quando o nome do ligando já inclui di-, tri-, ou tetra-, ou quando o nome do ligando começa com uma vogal. Por exemplo, o ião bis(bipiridil)ósmio(II) usa bis- para significar que há dois ligandos acoplados a Os, e cada ligando bipiridil contém dois grupos de piridina (C₅H₄N).

Quando o complexo é um catião ou uma molécula neutra, o nome do átomo central de metal é escrito exactamente como o nome do elemento e é seguido por um numeral romano entre parênteses para indicar o seu estado de oxidação.

Quando o complexo é um anião, o sufixo –ato é adicionado à raiz do nome do metal, seguido pela designação numeral Romana do seu estado de oxidação. Às vezes, o nome em Latim do metal é usado quando o nome em Inglês é inadequado. Por exemplo, o ferrato é usado em vez de ironato, plumbato em vez de leadato, e estanato em vez de tinato.

O estado de oxidação do metal é determinado com base nas cargas de cada ligando e na carga geral do composto de coordenação. Por exemplo, em [Cr(H₂O)₄Cl₂]Br, a esfera de coordenação (entre parênteses) tem uma carga de 1+ para equilibrar o ião brometo. Os ligandos de água são neutros, e os ligandos de cloreto são aniónicos com uma carga de 1− cada. Para determinar o estado de oxidação do metal, a carga total é ajustada igual à soma dos ligandos e do metal: +1 = −2 + x, pelo que o estado de oxidação (x) é igual a +3.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Chapter 19.2 Coordination Chemistry of Transition Metals.