Muitos metais de transição exibem números de oxidação múltiplos contribuindo para as suas propriedades singulares, tais como cores. Mas como é determinado o número de oxidação do metal. Os compostos de coordenação são espécies eletricamente neutras que consistem numa coordenação complexa e íons contrários com uma valência primária e secundária.

A valência primária é o número de oxidação do íon metálico. Para encontrar o número de oxidação comecemos por identificar as cargas contribuídas pelos ligantes e íons contrários. Em seguida, resumimos as cargas e determinamos o número de oxidação do íon metálico.

Se todos os ligantes forem neutros, a complexa carga iónica torna-se o número de oxidação do íon metálico. A valência secundária refere-se ao número de ligantes diretamente ligados ao íon metálico central, também chamado de o número de coordenação. Aqui, o número de coordenação do ródio é seis.

Alguns íons metálicos possuem apenas um número de coordenação. O cobalto e a platina têm um número de coordenação de 6 e 4. No entanto, para muitos íons metálicos, o número de coordenação varia entre 2 e 6.

A dimensão relativa dos ligantes e íons metálicos influencia o número de coordenação. Por exemplo, os ligantes menores como o flúor coordenam seis vezes a ferro em comparação com o cloro maior, que coordena apenas quatro vezes. As cargas negativas transmitidas por ligantes ao íon metálico também influenciam o número de coordenação.

O número de coordenação do Níquel com moléculas de água neutras é 6, o que é reduzido a 4 com íons de cloreto de aniônico. A forma geométrica do íon complexo depende parcialmente do número de coordenação de um íon metálico. Um complexo com um número de coordenação de dois tem uma geometria linear, onde dois ligantes estão separados 180°de cada lado do íon metálico.

Um complexo com um número de coordenação de 4 exibe dois tipos de geometria com base no elétron de valência na subcapa d. Os íons de metal com oito elétrons d, como o paládio têm planta quadrada. Enquanto os íons de metal com dez elétrons d, como o zinco exibem uma geometria tetraédrica.

Um complexo com um número de coordenação de 6 é octaédrico. Os seis ligantes ocupam seis vértices, quatro ligantes formam os cantos de uma praça, e os dois restantes os planos acima e abaixo a uma distância equivalente. Assim, um octaedro aparece como duas pirâmides com uma base quadrada comum e oito faces.

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.

Número de Coordenação	Geometria Molecular	Exemplo
2	linear	[Ag(NH₃)₂]⁺
3	trigonal plana	[Cu(CN)₃]²⁻
4	tetraédrica(d⁰ ou d¹⁰), baixos estados de oxidação para M	[Ni(CO)₄]
4	quadrada plana (d⁸)	[NiCl₄]²⁻
5	trigonal bipiramidal	[CoCl₅]²⁻
5	quadrada piramidal	[VO(CN)₄^]²⁻
6	octaédrica	[CoCl₆]³⁻
7	bipirâmide pentagonal	[ZrF₇]³⁻
8	antiprisma quadrado	[ReF₈]²⁻
8	dodecaédrica	[Mo(CN)₈]⁴⁻
9 e superiores	estruturas mais complicadas	[ReH₉]²⁻

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.

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