Utente:Griot Matteo/Composti di coordinazione

Il complesso cloruro di tris(bipiridina)rutenio(II)

Un complesso in chimica e in biochimica è il prodotto della formazione, spesso reversibile, di un legame tra un atomo o ione centrale (o "ione coordinante") e degli atomi, ioni o molecole (detti leganti o ligandi o "ioni coordinati") che circondano l'atomo centrale.

Una definizione più rigorosa di complesso chimico può essere: "Un complesso è un composto chimico in cui un atomo lega un numero di altre specie chimiche superiore al suo numero di ossidazione".

I metalli di transizione, che allo stato elementare possiedono livelli d o f parzialmente occupati, formano una vasta classe di composti, detti complessi o composti di coordinazione in cui il metallo centrale M (allo stato neutro o ionizzato) forma legami covalenti dativi (o di coordinazione) con una serie di atomi o gruppi chimici, detti leganti (o ligandi, italianizzando il termine inglese ‘ligands’), neutri o di carica opposta rispetto all’atomo centrale. Il metallo centrale agisce come acido di Lewis (accettore di elettroni, elettrofilo) nei confronti dei leganti che si comportano come basi di Lewis (donatori di doppietti elettronici, nucleofili).

Con il termine ione complesso si indica lo ione che contiene l'atomo centrale e i ligandi in soluzione acquosa, mentre per composto di coordinazione si intende la specie elettricamente neutra, ione complesso + controione o complesso neutro.

Esistono moltissime tipologie di complessi, che vanno dal semplice metallo in soluzione acquosa (coordinato quindi da molecole d'acqua) a complessi metallo-enzimi, che prendono parte a svariati processi biochimici, ai complessi organometallici, i quali ricoprono un ruolo importantissimo come catalizzatori.

Alcuni esempi di composti di coordinazione sono i seguenti:

• [Fe(CN)₆]^4-;
• [Fe(OH₂)₆]²⁺;

• [Cu(OH₂)₆]²⁺;
• [Ni(NH₃)₆]²⁺;

• Ni(Py)₂(SCN)₂;
• [Cr(NH₃)₆]³⁺.

I composti di coordinazione sono molto più comuni in natura di quanto si possa pensare, molte proteine e enzimi che regolano le funzioni metaboliche del nostro e di altri organismi risultano essere metalloproteine, molecole organiche molto grandi, composte da lunghe catene di amminoacidi, che contengono anche un atomo metallico tramite legami di coordinazione.

Struttura dei composti di coordinazione

Esempi di due composti di coordinazione, mostrati in diversi modi.

Esempio di un complesso organometallico contenente il Fe.	Esempio di un complesso organometallico cuprato.
Formula di struttura di un complesso del ferro, il ferrocene.	Formula di struttura di un complesso del rame, la Ftalocianina di rame.
Video in cui viene mostrato il ferrocene, renderizzato in Pymol, si evidenzia la tridimensionalità del composto di coordinazione.	Video in cui viene mostrata la Ftalocianina di rame, renderizzata in Pymol, si evidenzia la tridimensionalità del composto di coordinazione.
Fermo immagine del video precedente in cui viene mostrato il composto di coordinazione.	Fermo immagine del video precedente in cui viene mostrato il composto di coordinazione.

Le basi di Lewis legate all'atomo o allo ione metallico centrale di un complesso con metalli del blocco d vanno sotto il nome di ligandi, e possono essere ioni o molecole. Ciascun ligando di un complesso possiede almeno una coppia solitaria di elettroni con la quale si legano all'atomo o allo ione centrale mediante legame covalente coordinato. Per descrivere questo tipo di interazione si dice che i leganti si coordinano con il metallo. L'intorno chimico che si forma in seguito a questa interazione è definito come sfera di coordinazione dello ione centrale. Il numero dei siti nei quali i ligandi interagiscono con l'atomo metallico centrale è detto numero di coordinazione (NC o CN), il quale può essere determinato sia empiricamente che sperimentalmente e varia a seconda della specie dell'atomo metallico e alla tipologia dei ligandi.

Tale numero varia, in genere, da 2 a 12; i casi più comuni sono 4 e 6.

Parametri che influenzano il numero di coordinazione sono:

• le dimensioni e la carica dello ione centrale
• il tipo di leganti (leganti molto grandi ed ingombranti riducono il NC)
• le interazioni all'interno del complesso.

L'atomo centrale è spesso, ma non esclusivamente, un metallo di transizione (ovvero un elemento del blocco d della tavola periodica).

Ligandi

Infatti, esistono diversi tipi di leganti, con caratteristiche proprie e con strutture chimiche differenti che permettono interazioni differenti con l'atomo metallico centrale.

I leganti sono classificati in base al numero di atomi potenzialmente donatori che essi contengono e sono chiamati mono-, bi-, tri-, tetra-, penta- e esa-dentati in accordo con i numeri 1, 2, 3, 4, 5 e 6.

• I leganti monodentati possono essere semplicemente ioni monoatomici come gli ioni degli alogeni, o ioni poliatomici o molecole che contengono un atomo donatore del gruppo 16, 15 o anche 14 (es: CN^-).
• I leganti bidentati sono chiamati leganti chelanti, il termine è anche esteso ai leganti superiori, per via del fatto che, una volta istaurati i legami con il metallo, si forma un anello chelato.

I leganti possono formare uno o più legami con l'atomo centrale; nel secondo caso si dicono agenti chelanti (per affinità con le chele di molti crostacei). A seconda dei legami che un legante forma con l'atomo centrale, questo si chiama monodentato, bidentato o, in generale, polidentato. Esempi di chelanti sono l'EDTA (etilen-diammino-tetraacetato) o l'en (etilen-diammina), bidentato. I leganti come l'acqua o il cloro formano un solo collegamento con l'atomo centrale, e sono quindi monodentati. L'EDTA è esadentato, il che spiega la grande stabilità di molti dei suoi complessi. Sia leganti semplici che polidentati possono formare legami con più di uno ione metallico, formando quindi un unico complesso con più ioni metallici. In questo caso si parla di legante a ponte e di formazione di un complesso polimetallico. Se invece è il metallo a formare un legame con un altro metallo coordinato si parla di complesso a cluster.

Quando l'atomo centrale è legato a leganti tutti uguali si dice che è il complesso è omolettico; se i leganti non sono tutti uguali si dice che il complesso è eterolettico. Esempi sono rispettivamente [Fe(CN)₆]^3– e [Co(NH₃)₅(NO₂)]²⁺.

Geometria dei composti di coordinazione

I composti di coordinazione, in base alla tipologia di ligandi e al gruppo a cui appartiene il metallo coordinato, possono assumere diverse geometrie.

Numero di coordinazione e geometria del complesso

A seconda del numero di coordinazione, il complesso può assumere differenti geometrie. Nella tabella seguente sono illustrate le geometrie più frequentemente osservate. La geometria regolare non è sempre rispettata; ad esempio si osservano deviazioni quando i leganti non sono tutti uguali e le distanze metallo-legante possono risultare diverse, o quando i leganti hanno requisiti particolari di ingombro sterico, o per effetti elettronici come l'effetto Jahn-Teller. Inoltre ci sono casi nei quali due strutture diverse possono interconvertirsi facilmente, perché differiscono di poco in energia; ad esempio questo è piuttosto comune per le strutture a numero di coordinazione 4 e 5.

Numero di coordinazione	Forma	Geometria	Esempi e note
2	Lineare		[CuCl2]–, [Ag(NH3)2]+
3	Trigonale planare		molto rara [HgI3]−
4	Tetraedrica		piuttosto comune [ReO4]2–, Ni(CO)4
4	Planare quadrata		XeF4, [AuCl4]–, [PtCl4]2–
5	Bipiramidale trigonale		[CdCl5]3–, Fe(CO)5
5	Piramidale a base quadrata		[NbCl4(O)]–, [V(acac)2(O)]
6	Ottaedrica		la più comune [Cr(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]3–
7	Bipiramidale pentagonale		rara [Nb(O)(ox)3]3–
8	Antiprismatica quadrata		[Mo(CN)8]4–, [ReF8]2–

Sfera esterna e sfera interna

Si dice complesso della sfera esterna (o complesso esterno o complesso di alto spin) il composto ottenuto per interazione elettrostatica del catione centrale con un anione che viene legato senza però alterare la sfera di coordinazione. Sono complessi esterni quelli in cui non si ha accoppiamento degli elettroni dispari dell'atomo centrale. Ad esempio, [Co(NH₃)₆](NO₂)₃ è un complesso della sfera esterna.

Di contro, se il metallo centrale si lega a un anione alterando la sua sfera di coordinazione si dice che si è formato un complesso della sfera interna (o complesso interno o complesso di basso spin). Sono complessi interni quelli in cui si ha accoppiamento degli elettroni dispari dell'atomo centrale. In analogia con l'esempio precedente, lo ione nitrito NO₂^- è anche in grado di formare il nitroso-complesso [Co(NH₃)₃(NO₂)₃] che rappresenta un complesso della sfera interna.

Numero di ligandi in un complesso

Il numero di ligandi che si coordina ad un metallo può variare in base alla natura dello ione metallico e dei ligandi. Due metodi consentono di prevedere il numero di ligandi che coordinano lo ione metallico:

• Metodo degli stati di ossidazione (modello ionico o delle cariche): i leganti sono visti come donatori anionici bielettronici ed il numero di elettroni fornito dal metallo dipende dallo stato di ossidazione del metallo stesso.
• Metodo dell'atomo neutro (modello covalente): il complesso si costruisce come se gli atomi metallici avessero stati di ossidazione 0 ed i leganti non avessero carica. sono leganti donatori neutri monoelettronici l'idrogeno, gli alogeni, gli alchili. Rispetto al secondo è meno utilizzato

I metalli di transizione possono avere molte eccezioni per lo stato elettronico ma, una regola approssimativa è la seguente:

• 16 o meno di 16 elettroni nel complesso (Sc; Ti; V; Y; Zr; Nb; La; Hf; Ta);
• solitamente 18 elettroni (Cr; Mn; Fe; Mo; Tc; Ru; W; Re; Os);
• 16 o 18 elettroni (Co; Ni; Rh; Pd; Ir; Pt).

Conoscendo il numero totale di elettroni nel complesso e la valenza del metallo si può ricavare il numero totali di ligandi ad esso coordinati.

Schemi di conteggio degli elettroni per legante (leganti comuni)

Legante	Metodo degli stati di ossidazione	Metodo dell'atomo neutro
H	2 (H-)	1
Cl, Br, I	2 (X-)	1
OH, OR	2 (OH-, OR-)	1
CN	2 (CN-)	1
CH3, CR3	2 (CH3-, CR3-)	1
NO (M-N-O piegato)	2 (NO-)	1
NO (M-N-O lineare)	2 (NO+)	3
CO, PR3	2	2
NH3, H2O	2	2
=CRR' (carbene)	2	2
H2C=CH2 (etilene)	2	2
CNR	2	2
=O, =S	4 (O2-, S2-)	2
η3-C3H5 (π-allile)	2 (C3H5+)	3
=CR (carbino)	3	3
≡N	6 (N3-)	3
Etilendiammina (en)	4 (2 per ogni N)	4
Bipiridina (bipy)	4 (2 per ogni N)	4
Butadiene	4	4
η5-C5H5 (ciclopentadienile)	6 (C5H5+)	5
η6-C6H6 (benzene)	6	6
η7-C7H7 (cicloeptatrienile)	6 (C7H7+)	7

Metodo degli stati di ossidazione

1. Individuare gli elettroni di valenza del metallo nello stato fondamentale;
2. individuare lo stato di ossidazione del metallo;
3. trovare il numero di elettroni di valenza nello stato di ossidazione, sottraendo al numero trovato nel punto 1 il valore trovato nel punto 2;
4. trovare il numero di elettroni da attribuire ai ligandi, sottrarre al numero di elettroni del complesso il valore trovato nel punto 3;
5. individuare il numero di leganti che compongono il complesso, in base al numero di elettroni appartenenti ai ligandi, al tipo di legante e al contributo in elettroni.

Elettroni di valenza

Gruppo	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
	La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
elettroni s+d	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12

Esempio:

Conoscendo questa regola ora sai quanti elettroni in totale hanno i complessi, se sottrai gli elettroni del metallo ottieni quanti elettroni devono essere presenti da parte dei ligandi: esempio: Zr⁴⁺

• elettroni di valenza: 4
• stato di ossidazione: +4
• elettroni rimasti: 0
• il Zr fa complessi a 16 elettroni
• elettroni da parte dei ligandi: 16-0=16

a questo punto sai quanti elettroni ti servono, ogni legante contribuisce in modo diverso con il numero di elettroni, esistono delle tabelle. il tutto dipende Un esempio:

• H = 2
• Alogeni = 2
• NH₃; H₂O = 2

... sapendo quanti elettroni ti servono e il contributo di ogni singolo legante riuscirai a trovare il numero esatto.

Legame chimico nei complessi

Il legame chimico nei complessi deriva fondamentalmente dalle interazioni tra gli orbitali d dell'atomo centrale e orbitali s e p dei leganti. I legami risultanti, hanno energie tali che le lunghezze d'onda del visibile causano transizioni elettroniche; molti ioni complessi (e in genere molti ioni di metalli di transizione) sono per questo motivo colorati.

La comparsa di effetti cromatici nei composti contenenti metalli di transizione (e nella fattispecie, nei complessi coordinati) sono spiegati dalla cosiddetta teoria del campo cristallino (o TCC).

Teoria del legame di valenza

Fu opera di Linus Pauling la teoria del legame di valenza, che fu la prima teoria (degli anni trenta) sulla formazione di un legame legato-legante per sovrapposizione degli orbitali d del metallo e gli orbitali ibridi spⁿ dei leganti. In questo modo si verrebbero a formare quindi dei legami dativi tali da riempire tutto l'ultimo livello di orbitali dell'atomo centrale (10d 6p 2s) per un totale di 18 elettroni.

Teoria del campo cristallino

Fu introdotta da Hans Bethe e nel 1929 ed assume che l'interazione metallo-leganti sia di tipo elettrostatico. Le funzioni d'onda degli orbitali d possono essere graficamente rappresentate come superfici di confine a 4 lobi orientate rispetto agli assi x,y,z: ciò avviene poiché i leganti assumono una geometria tetraedrica intorno all'atomo centrale e il campo elettrico generato dai leganti, non avendo simmetria sferica, provoca una separazione dei livelli energetici degli orbitali d. Tale separazione conduce ad una stabilizzazione del complesso.

Teoria del campo dei leganti

L'evidenza sperimentale mostra che l'interazione legante-legato non può essere spiegata solo attraverso un modello puramente elettrostatico. Infatti fra i leganti che danno complessi più stabili c'è il monossido di carbonio (ligando a campo forte) che non ha cariche o dipoli permanenti. Quindi è chiara la necessità di introdurre un certo carattere covalente nella teoria. Quindi la teoria del campo dei leganti estende quella del campo cristallino descrivendo l'interazione legante-legato attraverso l'aggiunta di un certo carattere covalente descritto mediante il modello dell'orbitale molecolare (MO).

Stabilità dei composti di coordinazione

Indicando con M un generico elemento metallico e con L un ligando, gli equilibri di complessazione sono usualmente schematizzati così:

M + L $\rightleftharpoons$ ML ; $K_{1}={\frac {[ML]}{[M][L]}}$

ML + L $\rightleftharpoons$ ML2 ; $K_{2}={\frac {[ML_{2}]}{[ML][L]}}$

ML2 + L $\rightleftharpoons$ ML3 ; $K_{3}={\frac {[ML_{3}]}{[ML_{2}][L]}}$

MLn-1 + L $\rightleftharpoons$ MLn ; $K_{n}={\frac {[ML_{n}]}{[ML_{n-1}][L]}}$

Sommando membro a membro si ottiene l'espressione totale dell'equilibrio:

M + nL $\rightleftharpoons$ MLn con costante di formazione $K_{f}={\frac {[ML_{n}]}{[M][L]^{n}}}$

Come tutti gli equilibri multipli è verificata l'uguaglianza K_f = K₁ · K₂ · K₃...K_n da cui pK_f = pK₁ + pK₂ + pK₃ + ... pK_n

Il reciproco di K_f esprime la costante di instabilità K_ins ed è un altro modo di rappresentare l'equilibrio (in questo caso in funzione della dissociazione):

$K_{ins}={\frac {[M][L]^{n}}{[ML_{n}]}}$

Molto spesso, nella pratica di laboratorio, capita di avere a che fare con leganti suscettibili a variazioni di pH e con metalli che tendono ad essere complessati da altre specie presenti in soluzione. Tali equilibri sono regolati quantitativamente da un'altra costante che tiene conto di tali fattori: la costante in oggetto è la costante condizionale di formazione K'_f.

K'_f è in relazione con K_f tramite l'equazione K'_f = K_f · α · β

dove (per un dato pH) α = α-valore, frazione del ligando libero presente in soluzione e β = β-valore, frazione di metallo non complessato presente in soluzione.

Isomeria

Esistono vari tipi di isomeria. I tipi più importanti sono:

• isomeria geometrica
• isomeria ottica
• isomeria di legame.

Isomeria geometrica

Si ha quando gli stessi leganti sono disposti in modo differente attorno al metallo. I casi principali riguardano i complessi a numero di coordinazione 4 planari quadrati di formula generica ML₂X₂ e i complessi a numero di coordinazione 6 ottaedrici di tipo ML₄X₂ e ML₃X₃.

Nei complessi planari quadrati si definisce isomero cis il composto di coordinazione che reca leganti identici sui vertici adiacenti del quadrato. Quando i leganti occupano vertici opposti del quadrato si ha l'isomero trans. Alcuni complessi del platino sono utilizzati nella chemioterapia antitumorale: solamente gli isomeri di tipo cis del Pt(II) possono legarsi alle basi del DNA ed esplicare la loro relativa azione farmacologica.

Nei complessi ottaedrici di tipo ML₄X₂ si possono analogamente avere i due isomeri cis o trans, quando i due leganti X occupano posizioni rispettivamente adiacenti od opposte.

Anche nei complessi ottaedrici di tipo ML₃X₃ sono possibili due diversi isomeri geometrici. Quando i tre leganti dello stesso tipo occupano tre posizioni vicine corrispondenti alla faccia dell'ottaedro si ha l'isomero fac (=facciale). Quando i tre leganti dello stesso tipo occupano tre posizioni nello stesso piano che contiene anche il metallo si ha l'isomero mer (=meridionale).

• 
  cis-[CoCl₂(NH₃)₄]⁺
• 
  trans-[CoCl₂(NH₃)₄]⁺
• 
  fac-[CoCl₃(NH₃)₃]
• 
  mer-[CoCl₃(NH₃)₃]

Isomeria ottica

L'isomeria ottica genera una coppia di complessi che sono l'uno l'immagine speculare non sovrapponibile dell'altro. Le due forme isomeriche rappresentano una coppia di enantiomeri ognuno dei quali ruota il piano della luce polarizzata in un determinato modo (destrorso o sinistrorso). La configurazione assoluta dei complessi chirali si assegna notando il verso di rotazione assunto dai ligandi lungo un asse ternario di un ottaedro regolare (meccanismo dell'avvolgimento di una vite). La rotazione sinistrorsa dell'elica costituita dai ligandi indica l'isomero Λ, quella destrorsa l'isomero Δ.

• 
  Λ-[Fe(ox)₃]³⁻
• 
  Δ-[Fe(ox)₃]³⁻
• 
  Λ-cis-[CoCl₂(en)₂]⁺
• 
  Δ-cis-[CoCl₂(en)₂]⁺

Isomeria di legame

Struttura dei due isomeri di legame [Co(NH₃)₅(NO₂)]²⁺ e [Co(NH₃)₅(ONO)]²⁺.

Questo tipo di isomeria si ha con leganti ambidentati, cioè che possono legarsi in due modi diversi al metallo. L'esempio più noto è dato dallo ione nitrito (NO₂⁻) che può legarsi con l'ossigeno o con l'azoto:

• [Co(NH₃)₅(NO₂)]²⁺ contiene un legame Co−NO₂ ed è chiamato isomero nitro;
• [Co(NH₃)₅(ONO)]²⁺ contiene un legame Co−ONO ed è chiamato isomero nitrito.

Altri leganti ambidentati comuni sono lo ione tiocianato (SCN⁻) e solfito (SO₃⁻).

Reattività dei complessi

I complessi possono dar luogo a vari tipi di reazioni, che si possono classificare nel modo seguente:

Reazioni di sostituzione dei leganti

In queste reazioni un legante già presente nella sfera di coordinazione viene sostituito da un altro legante presente in soluzione. Il processo può avvenire con vari meccanismi e velocità. I casi più studiati riguardano i complessi a numero di coordinazione quattro e sei.

Reazioni di riarrangiamento dei leganti

In questo caso prima e dopo la reazione sono presenti gli stessi leganti coordinati, ma può variare la geometria di coordinazione o la stereochimica del complesso. Sono possibili vari meccanismi, a seconda che tali reazioni avvengano con o senza rottura di legami metallo-legante. In quest'ultimo caso si parla di complessi flussionali o stereochimicamente non-rigidi.

Reazioni sui leganti

In questo caso avviene una reazione chimica sul legante mentre è coordinato al metallo. Queste reazioni sono comuni soprattutto in chimica metallorganica (ad esempio, reazioni di inserzione), ma ne esistono anche nella chimica dei complessi classici (ad esempio, reazioni a stampo e sintesi di macrocicli).

Reazioni di trasferimento elettronico

Queste reazioni sono caratterizzate dal trasferimento di uno (o più) elettroni tra due specie chimiche. Sono possibili due meccanismi: (1) reazioni a sfera esterna, dove durante il trasferimento dell'elettrone la sfera di coordinazione dei due complessi non viene modificata; (2) reazioni a sfera interna, dove il trasferimento dell'elettrone avviene dopo che si è formato un legante a ponte tra i due centri metallici.

Nomenclatura dei complessi

Ione tetraceticodiamminoferrato, un esempio di complesso a carica negativa.

I complessi possono avere le seguenti caratteristiche:

• Numero di leganti/complessanti diversi:
  • complesso con un'unica specie legante sono detti omolettici;
  • complesso con diverse specie di leganti sono detti eterolettci.
• Tipologia dei leganti: I leganti vengono classificati in relazione al numero di doppietti elettronici (e quindi di legami) che possono utilizzare per legarsi all’atomo centrale. Se un legante forma un solo legame con l’atomo centrale il legante si dice monodentato (CO, NH₃, CN^-, OH^-, H₂O etc), se ne forma due si dice bidentato (dien, en, acac…) e così via. I leganti polidentati si definiscono agenti chelanti ed i complessi che presentano leganti polidentati si definiscono anche composti chelati. Un complesso chelato risulta più stabile di un analogo complesso contenente solo leganti monodentati. Tale aumento di stabilità è noto come effetto chelato.
• Carica netta del complesso: un complesso può risultare neutro od elettricamente carico (ione complesso); ovviamente la sua carica sarà data dalla somma delle cariche del metallo centrale e dei leganti. La formula di un complesso viene racchiusa tra parentesi quadre, scrivendo prima il metallo centrale e poi i leganti. Negli esempi seguenti indichiamo con M il metallo centrale e con L i leganti. Vi sono tre possibilità di carica:
  • carica positiva;
  • carica neutra;
  • carica negativa.

Esempi dei complessi carichi e neutri.

Tipologia	Formula	Cariche parziali
catione complesso	[Co(NH3)6]3+	(M = Co3+, L = 6 NH3)
anione complesso	[PtCl6]2 -	(M = Pt4+, L = 6 Cl-)
complesso neutro	[Fe3 (CO)12]	(M = 3 Fe, L = 12 CO)
complesso neutro	[Cr(H2O)3Cl3]	(M = Cr3+, L = 3 H2O, L = 3 Cl-)

Formula chimica: [metallo + legante/i]^m

Il nome dei composti di coordinazione consiste in due parti scritte insieme in cui compaiono prima i ligandi e poi l'atomo metallico seguito dal numero di ossidazione, secondo le seguenti regole:

n-nome legante/i + nome del metallo + (n.o. del metallo)

1. Ligandi:
   • Nome:
     • I leganti anionici che terminano in -ato, -ito ed in -ile mantengono la desinenza;
     • I leganti che terminano in -uro cambiano la desinenza in -o;
     • I leganti neutri mantengono lo stesso nome delle rispettive molecole con le seguenti 4 eccezioni: H₂O (acquo), NH₃ (ammino), CO (carbonil) e NO (nitrosil).
   • Il nome dei ligandi è preceduto da un prefisso:
     • Nella maggior parte dei casi da un prefisso greco (mono, di, tri, tetra, penta, esa, ...) che ne indica il numero;
     • Quando si è di fronte a ligandi polidentati (per esempio, etilenediamina, ossalato) e a quelli che contengono già nel loro nome un prefisso numerico o presentano un nome più lungo di 5-6 lettere, allora il loro nome, posto tra parentesi, verrà preceduto dai prefissi bis (2), tris (3), tetrakis (4), pentakis (5), esakis (6) e i leganti vengono scritti tra parentesi tonde.
   • Ordine:
     • Quando sono presenti più leganti diversi, questi vanno scritti in ordine alfabetico, non considerando il prefisso greco.
2. Metallo:
   • Stato di ossidazione del metallo:
     • Se il metallo complessato ha più di un numero di ossidazione questo viene messo alla fine tra parentesi in numeri romani (convenzione di Stock). In alternativa è possibile mettere la carica netta, positiva o negativa, dello ione complesso in numeri arabi (convenzione di Ewens-Bassett ma è sconsigliata dalla IUPAC).
   • Carica del complesso:
     • Se il complesso presenta carica negativa, m<0, si aggiunge al nome del metallo il suffisso -ato, e infine è seguito dal numero di ossidazione scritto tra parentesi. In alcuni casi, si impiega il nome latino al posto del nome in italiano del metallo:
       • Se presente un secondo elemento metallico carico positivamente come controione, come rappresentato dalla formula chimica: metallo₂ [ metallo₁ + legante/i ], la regola di nomenclatura diverrà: n-legante/i + nome del metallo₁-ato + (n.o. del metallo₁)+ nome del metallo₂, il nome del complesso precederà il nome del catione che fa da controione;
       • Se non presenta nessun controione, il nome del complesso viene preceduto dal termine ione.
     • Se il complesso presenta carica neutra, m=0, il nome del metallo non acquisisce nessun suffisso;
     • Se il complesso presenta carica positiva, m>0, il nome del metallo non acquisisce nessun suffisso:
       • Se presenta un controione, come rappresentato dalla formula chimica: [metallo + legante/i]^m + anione, la regola di nomenclatura diverrà: n-anione-desinenza + n-nome legante/i + nome del metallo + (n.o. del metallo), il nome dell'anione precederà il nome del complesso;
       • Se non presenta nessun controione, il nome del complesso viene preceduto dal termine ione.

Nomi dei leganti

Tipo	Legante	Formula chimica	Nome del legante
Anionici	idruro	H-	idro
	floruro	F-	fluoro
	cloruro	Cl-	cloro
	bromuro	Br-	bromo
	ioduro	I-	iodo
	cianuro	:CN-	ciano
	idrossido	OH-	idrosso
	carbonato	CO32-	carbonato
	ossalato (Ox)	C2O42-	ossalato
	tiocianato	:SCN-	tiocianato
	isotiocianato	:NCS-	isotiocianato
	ossido (Oxo)	O2-	osso
	perossido	O22-	perosso
	superperossido	O2-	superperosso
	azido (azoturo)	N3-	azido (azoto)
	nitruro	N3-	nitro
	cianato	:OCN-	cianato
	etilendiamminotetraacetato (EDTA)	(-O2CCH2)2NCH2CH2N(CH2CO2-)2	etilendiamminotetraacetato
	acetilacetonato acac-	(CH3COCH2COCH2)-	acetilacetonato
	metil (Me)	CH3-	metil
	etil (Et)	CH3CH2-	etil
	nitrito	NO2-	nitrito
	solfito	SO32-	solfito
	fenil	Ph-	fenil
	acetato (MeCOO-)	CH3COO-	acetato
	glicinato	gly-	glicinato
	salicilato	sal-	salicilato
	ciclopentadienil	C5H5-	ciclopentadienil
Neutri	acqua	H2O	aquo
	ammoniaca	NH3	ammino
	ammina	NH2	amina
	monossido di carbonio	CO	carbonile
	monossido d'azoto	NO	nitrosile
	diazoto	N2	diazoto
	diossigeno	O2	diossigeno
	etilendiammina (en)	H2NCH2CH2NH2	etilendiammina
	dietilentriamina (dien)		dietilentriamina
	trietilentetraamina (trien)		trietilentetraamina
	piridina (py)		piridina
	bipiridina (bpy o bipy)		bipiridina
	terpiridina (terpy)		terpiridina
	fosfina	PH3	fosfina
	trifenilfosfina	PPh3	trifenilfosfina
	trimetilfosfina	PMe3	trimetilfosfina
	trietilfosfina	PEt3	trietilfosfina
	trifluorofosfina	PF3	trifluorofosfina
	metilamina	NH2Me	metilamina
	difosfano (difos)		difosfano
	diarsano (diars)		diarsano
	glicodimetiletere (glime)		glicodimetiletere
	urea	OC(NH2)2	urea
	etene	C2H4	etene
	acetonitrile	CH3CN	acetonitrile

Tabella di esempi in cui viene applicata la nomenclatura dei complessi.

Formula chimica	Nome del complesso
[NiCl4]2-	ione tetracloronichelato (II)
[CuNH3Cl5]3-	ione aminopentaclorocuprato (II)
[Cd(en)2(CN)2]	dicianobisetilendiaminocadmio (II)
[Fe(NH3)6]Cl3	esamminoferro (III) cloruro
K3[Fe(CN)6]	potassio esacianoferrato (III)
[Ni(H2O)6]SO4	solfato di esaaquonichel (II)

Bibliografia

• T. W. Graham Solomons, Chimica organica, 2ª ed., Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 583-596, ISBN 88-08-09414-6.
• Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
• Duward Shrive, Mark Weller e Tina Overton, Inorganic Chemistry, W.H. Freeman and Company, 1999, ISBN 978-1-4292-9906-0.
• Peter William Atkins, Loretta Jones e Leroy Laverman, Principi di chimica, 4ª ed., Zanichelli, 2018.
• Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements, 2nd ed.; Butterworth-Heinemann: Oxford ; Boston, 1997.

Voci correlate

• Chimica di coordinazione
• Polimero di coordinazione
• Cluster (chimica)
• Complessazione
• Curva di Ringbom
• Effetto Jahn-Teller
• Reattivo di Schweizer
• Addotto

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• Wikizionario

• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «Griot Matteo/Composti di coordinazione»

Collegamenti esterni

• (EN) IUPAC Gold Book, "complex", su goldbook.iupac.org.
• Le reazioni di complessazione, su itchiavari.org.