Muchos metales de transición exhiben múltiples números de oxidación que contribuyen a sus propiedades únicas, como los colores. Pero, cómo se determina el número de oxidación del metal? Los compuestos de coordinación son especies eléctricamente neutras que constan de un complejo de coordinación y contraiones con valencia primaria y secundaria.

La valencia primaria es el número de oxidación del ion metálico. Para encontrar el número de oxidación, comience identificando las cargas aportadas por los ligandos y los contraiones. A continuación, sume las cargas y determine el número de oxidación del ion metálico.

Si todos los ligandos son neutros, la carga de iones complejos se convierte en el número de oxidación del ion metálico. La valencia secundaria se refiere al número de ligandos directamente unidos al ion metálico central, también llamado número de coordinación. Aquí, el número de coordinación del rodio es seis.

Algunos iones metálicos poseen un solo número de coordinación. El cobalto y el platino tienen un número de coordinación de 6 y 4. Sin embargo, para muchos iones metálicos, el número de coordinación varía entre 2 y 6.

El tamaño relativo de los ligandos y los iones metálicos influye en el número de coordinación. Por ejemplo, los ligandos más pequeños como el flúor se coordinan seis veces con el hierro en comparación con el cloro que es más grande, que se coordina solo cuatro veces. Las cargas negativas impartidas por los ligandos al ion metálico también influyen en el número de coordinación.

El número de coordinación del níquel con moléculas de agua neutra es 6, que se reduce a 4 con iones de cloruro aniónico. La forma geométrica del ion complejo depende parcialmente del número de coordinación de un ion metálico. Un complejo con un número de coordinación de dos tiene una geometría lineal, donde dos ligandos están separados 180 grados a cada lado del ion metálico.

Un complejo con un número de coordinación de 4 exhibe dos tipos de geometría basados en el electrón de valencia en la subcapa d. Los iones metálicos con ocho electrones d, como el paladio son planos cuadrados. Mientras que los iones metálicos con diez electrones d, como el zinc presentan una geometría tetraédrica.

Un complejo con un número de coordinación de 6 es octaédrico. Los seis ligandos ocupan seis vértices, cuatro ligandos forman las esquinas de un cuadrado y los dos restantes los planos superior e inferior a una distancia equivalente. Así, un octaedro aparece como dos pirámides con una base cuadrada común y ocho caras.

Para los complejos metálicos de transición, el número de coordinación determina la geometría alrededor del ión metálico central. En el cuadro 1 se comparan los números de coordinación con la geometría molecular. Las estructuras más comunes de los complejos en los compuestos de coordinación son octaédricas, tetraédricas y planas cuadradas.

Número de coordinación	Geometría molecular	Ejemplo
2	lineal	[AG(NH3)₂]⁺
3	plana trigonal	[Cu(CN)₃]²⁻
4	Tetraédrico(d⁰ o d¹⁰), estados de baja oxidación para M	[Ni(CO)₄]
4	plana cuadrada (d⁸)	[NiCl₄]²⁻
5	bipiramidal trigonal	[CoCl₅]²⁻
5	cuadrado piramidal	[VO(CN)₄^]²⁻
6	octaédrico	[CoCl₆]³⁻
7	pirámide pentagonal	[ZrF₇]³⁻
8	antiprisma cuadrado	[ReF₈]²⁻
8	dodecaedro	[Mo(CN)₈]⁴⁻
9 y superior	estructuras más complicadas	[ReH₉]²⁻

Tabla 1.Números de coordinación y geometría molecular.

A diferencia de los átomos del grupo principal en los que tanto los electrones de enlace como los no enlazantes determinan la forma molecular, los electrones d no enlazantes no cambian la disposición de los ligandos. Los complejos octaédricos tienen un número de coordinación de seis, y los seis átomos donantes están dispuestos en las esquinas de un octaedro alrededor del ión metálico central. En la Figura 1 se muestran ejemplos. Los aniones de cloruro y nitrato en [Co(H₂O)₆]Cl₂ y [Cr(en)₃](NO₃)₃, y los cationes de potasio en K₂[PtCl₆], están fuera de los soportes y no están unidos al ión metálico.

Figura 1.Muchos complejos metálicos de transición adoptan geometrías octaédricas, con seis átomos donantes formando ángulos de enlace de 90° sobre el átomo central con ligandos adyacentes. Tenga en cuenta que sólo los ligandos dentro de la esfera de coordinación afectan a la geometría alrededor del centro del metal.

Para los metales de transición con un número de coordinación de cuatro, son posibles dos geometrías diferentes: Tetraédrica o plana cuadrada. En complejos tetraédricos como [Zn(CN)₄]²⁻ (Figura 3), cada uno de los pares de ligando forma un ángulo de 109,5°. En complejos planos cuadrados, como [Pt(NH₃)₂Cl₂], cada ligando tiene otros dos ligandos en ángulos de 90° (denominadosposiciones cis) y un ligando adicional en un ángulo de 180°, enla posición trans

Figura 2. Los metales de transición con un número de coordinación de cuatro pueden adoptar una geometría tetraédrica (a) como en K₂[Zn(CN)₄] o una geometría plana cuadrada (b) como se muestra en [Pt(NH₃)₂Cl₂].

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Section19.2: Química de Coordinación de los Metales de Transición.

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20.4 : Número de Coordinación y Geometría Molecular