Química

Íons Complexos ou Complexos de Coordenação

DEFINIÇÃO E CARACTERÍSTICAS GERAIS

Quando juntamos duas quantidades estequiométricas de dois ou mais compostos estáveis, formam-se compostos de adição, como os seguintes exemplos:
KCl . MgCl2 (carnalita)
K2SO4 . Al2(SO4)3 . 24 H2O (alúmen de potássio)
CuSO4 . 4 NH3 . H2O (sulfato de tetramin-cobre II monohidratado)
Fe(CN)2 . 4 KCN (ferrocianeto de potássio) Os compostos de adição pertencem a dois tipos: aqueles que perdem sua identidade em solução (sais duplos) e aqueles que mantêm sua identidade (complexos). Assim, quando se dissolve em água a carnalita, a solução mostra as propriedades dos íons K+, Mg2+ e Cl-. De maneira semelhante, uma solução de alúmen de potássio mostra as propriedades dos íons K+, Al3+ e SO42-. Os dois casos são exemplos de sais duplos, que só existem sob essa forma no estado cristalino. Os dois outros exemplos de compostos de adição dados acima, quando dissolvidos em água, não formam íons simples, e sim íons complexos, que permanecem intactos em solução. Assim, o íon [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ e o íon [Fe(CN)6]4- existem como entidades distintas tanto no sólido como em solução. Pode-se definir um composto de coordenação ou complexo como sendo um composto formado por um átomo metálico (na quase totalidade dos casos, um metal de transição) envolvido por átomos, moléculas ou grupos de átomos, em número igual ou superior ao estado de oxidação mais alto do metal (os ligantes são aqueles representados dentro dos colchetes, junto com o metal). Um complexo pode ser um cátion, um ânion ou um composto neutro. Veja alguns exemplos:
[Cu(H2O)2(NH3)4]2+ - O cobre, cujo Nox mais alto é +2, tem 6 ligantes coordenados

[Co(NO2)3(NH3)3] - O cobalto, cujo Nox mais alto é +3, tem 6 ligantes coordenados Para que um ligante possa participar de um complexo é fundamental que esse ligante possua pares eletrônicos disponíveis para efetuar ligações coordenadas. No exemplo