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-Elétrons

O elétron possui carga elétrica negativa (-1) e quase não possui massa, pois seu valor de 9,11 x 10-28 g e é cerca de 1840 vezes menor que a massa do núcleo. Eles são minúsculas partículas que giram muito rapidamente ao redor do núcleo atômico.

Os elétrons que se encontram nas regiões mais externas do átomo é que são responsáveis pela formação das ligações químicas, que ocorrem através da doação, recebimento ou compartilhamento de elétrons.

-Prótons

O próton tem carga elétrica positiva (+1) de mesmo valor absoluto que a carga dos elétrons. Dessa forma, um próton e um elétron tendem a se atrair eletricamente.

Através dos prótons é possível distinguir os elementos químicos, pois cada átomo de um elemento apresenta um número definido de prótons em seu núcleo, o qual é chamado de número atômico.

-Nêutrons

O nêutron não tem carga nenhuma, ou seja, é eletricamente neutro. Juntamente com os prótons, ele forma o núcleo atômico, que carrega toda a massa do átomo (99,9%). Tanto o próton quanto o nêutron possuem aproximadamente a massa de 1,67 x 10-24 g. Esse valor representa uma unidade de massa atômica 1 μ.

O nêutron proporciona estabilidade ao núcleo atômico, já que a força nuclear faz com que seja atraído por elétrons e prótons.

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O átomo é a particula microscópica que é
base da formação o de toda e qualquer substância.
O átomo é a unidade basica da materia, isto é, a menor parcela em que um elemento pode ser dividido sem perder suas propriedades quimicas. Alem disso, eles sao formados por um nucleo composto por particulas de protons e neutrons e por eletrons que orbitam o núcleo, formando a eletrosfera.

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“ A matéria é formada por átomos, que são partículas minúsculas, maciças, esféricas e indivisíveis.”

Esse modelo fazia uma analogia à estrutura de uma bola de bilhar. Todos os átomos seriam assim, diferenciando-se somente pela massa, tamanho e propriedades para formar elementos químicos diferentes.

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“ O átomo é constituído de uma partícula esférica de carga positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula.”
Por meio de um experimento com uma ampola de Crookes (um tubo de vidro fechado com um eletrodo positivo e um negativo onde se colocavam gases em pressões baixíssimas e submetidos a altas voltagens), Thomson descobriu que existiam partículas negativas que compunham a matéria. Isso significava que o modelo de Dalton estava errado porque o átomo seria divisível, tendo em vista que ele teria partículas ainda menores negativas chamadas de elétrons.

O modelo atômico de Thomson parecia com um pudim ou bolo de passas

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“ O átomo é descontínuo e é formado por duas regiões: o núcleo e a eletrosfera. O núcleo é denso e tem carga positiva, ou seja, é constituído de prótons. A eletrosfera é uma grande região vazia onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo.”
Em 1911, o físico neozelandês Ernest Rutherford realizou um experimento em que ele bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa (α) emitidas por uma amostra de polônio (material radioativo) que ficava dentro de um bloco de chumbo com um pequeno orifício pelo qual as partículas passavam.

Por meio dos resultados desse experimento, Rutherford percebeu que, na verdade, o átomo não seria maciço como propôs os modelos de Dalton e Thomson.

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“Os elétrons movem-se em órbitas circulares, e cada órbita apresenta uma energia bem definida e constante (nível de energia) para cada elétron de um átomo.”
Essas camadas eletrônicas ou níveis de energia passaram a ser representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente, no sentido da camada mais próxima ao núcleo para a mais externa.

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Os orbitais atômicos em um atomo polieletronico sao semelhantes aos dos atomos de hidrogenio. Assim, continuamos a designar os orbitais como 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, etc.

Em um atomo polieletronico a repulsao eletron- eletron faz com que os diferentes subniveis estejam em diferentes niveis de energia, como mostrado na figura acima.

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A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas;
O número do período é o valor de n;
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido;
Os grupos 3A - 8A têm o orbital p preenchido;
Os grupos 3B - 2B têm o orbital d preenchido;
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

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Períodos: Linhas horizontais da tabela, no total são sete. Em termos de distribuição eletrônica, o período refere-se às camadas de um átomo eletricamente neutro (estado fundamental).
Famílias ou Grupos: Linhas verticais da tabela, no total são dezoito. Atualmente os grupos são identificados pelos números de 1 a 18, contudo, há a maneira mais antiga e ainda usual: divisão em sub-grupos ou famílias.

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O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica que determina o raio de um átomo o qual varia dependendo da posição do elemento na Tabela Periódica.

Assim, eles podem aumentar e diminuir consoante o aumento do número atômico (Z) do elemento que corresponde ao número de prótons presentes no núcleo dos átomos.

r = d/2

r = raio

d = distância internuclear

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Energia ou potencial de ionização: é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso.

Esse elétron é sempre retirado da última camada eletrônica, que é a mais externa e é conhecida como camada de valência.

Quanto maior o raio atômico, mais afastados do núcleo os elétrons da camada de valência estarão, a força de atração entre eles será menor e, consequentemente, menor será a energia necessária para retirar esses elétrons e vice-versa. Por isso, a energia de ionização dos elementos químicos na Tabela Periódica aumenta no sentido contrário ao aumento do raio atômico, isto é, de baixo para cima e da esquerda para a direita.

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Eletroafinidade ou afinidade eletrônica: corresponde à energia liberada por um átomo do estado gasoso, quando ele captura um elétron.

Essa energia é chamada assim porque ela mostra o grau de afinidade ou a intensidade da atração do átomo pelo elétron adicionado.

Infelizmente, não são conhecidos todos os valores para as eletroafinidades de todo os elementos, mas os que estão disponíveis permitem generalizar que essa propriedade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita na Tabela Periódica

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A eletronegatividade é definida como a força que determinado átomo possui de atrair os elétrons de uma ligação covalente para si.

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O Ponto de Fusão (PF) é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida. Já o Ponto de Ebulição (PE) é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.

Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam segundo os lados que estão posicionados na tabela.

No sentido vertical e no lado esquerdo da tabela, eles aumentam de baixo para cima. Já do lado direito, eles aumentam de cima para baixo. No sentido horizontal, eles aumentam das extremidades para o centro.

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A densidade absoluta, também chamada de “massa específica”, é uma propriedade periódica que determina a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (v) ocupado por essa massa.
Ela é calculada pela seguinte fórmula:

d = m/v

d: densidade

m: massa

v: volume

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Essa propriedade periódica indica o volume ocupado por 1 mol do elemento no estado sólido.
O volume atômico de um átomo é definido não somente pelo volume de cada átomo, mas também o espaçamento que existe entre esses átomos.
Para calcular o volume atômico, utiliza-se a seguinte fórmula:

V = m/d

V: volume atômico

m: massa de 6,02 . 1023 átomos do elemento

d: densidade do elemento no estado sólido

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O ciclo de Born-Haber envolve a formação de um composto iônico a partir da reação de um metal com um ametal. O ciclo de Born-Haber é usado principalmente como um método para calcular a entalpia reticular, a qual não pode ser mensurada diretamente.
Um ciclo de Born-Haber calcula a entalpia reticular comparando a entalpia de formação do composto iônico (a partir dos elementos) com a entalpia necessária para transformá-los nos íons gasosos dos elementos

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A Energia Reticular, ou Entalpia Reticular, ou Energia de Rede, simbolizada em química por Uo ou ΔHrede é, portanto, a energia liberada quando da atração entre dois íons com cargas opostas. Ainda, ela é definida em fase gasosa, de tal forma que seja possível imaginar dois átomos interagindo sem interferência, com todos os seus vizinhos bem dispersos e separados. Uo é a entalpia da reação entre dois íons em fase gasosa para formar um composto iônico (geralmente um sal).
Mn+ (g) + Xm- (g) MmXn(s) ΔH = Uo

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A polarizibilidade é definida como a capacidade para se formar dipolos instantâneos, pode ser definida por: oa=p/e
- A facilidade com que a distribuição de cargas de uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo.
- Quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica
será distorcida para dar um dipolo momentâneo
- Moléculas mais polarizáveis têm forças de dispersão de London mais fortes.
- Moléculas maiores tendem a ter maiores polarizabilidades porque elas têm maior número de elétrons, que estão mais afastados do núcleo.

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Caráter metálico, que também pode ser chamado de eletropositividade, é a tendência de um determinado elemento químico em perder elétrons. O nome caráter metálico pode ser entendido melhor sabendo-se que os elementos da tabela periódica que tendem a perder elétron devido a sua baixa energia de ionização são os metais.

A eletropositividade é inversamente proporcional a energia de ionização, ou seja, quanto maior a energia de ionização menor a eletropositividade e quanto menor a energia de ionização maior será o caráter metálico.

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Valência: Dada pelo número de ligações  que podem ser formadas por um átomo. O número de elétrons de valência que um átomo possui determina a valência desse átomo.
Os elétrons de valência são os elétrons de um átomo que participam da formação da ligação química.
Quando ligações química  estão se formando, qual quer átomo pode ganhar elétrons,  doar elétrons ou compartilhar elétrons,  a capacidade de doar, ganhar ou compartilhar depende do número do elétrons de valência que eles possuem.
Estado de oxidação:  É um valor inteiro e pode ser positivo,  negativo ou zero o estado de oxidação está muito sujeito a mudanças na reação química,  se o estado de oxidação está aumentado,  então o átomo está oxidado,  e se ele está diminuindo, então o átomo sofreu redução. Na reação de oxidação e redução,  os elétrons estão se transferindo, os elementos puros, o estado de oxidação é zero. Existem poucas regras que podem usar para determinar o estado de oxidação de um átomo em uma molécula

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Uma reação de oxidação-redução, ou reação redox, é uma reação que envolve a transferência de elétrons entre espécies químicas (os átomos, os íons ou as moléculas envolvidas na reação). As reações redox estão ao nosso redor: a queima de combustíveis, a corrosão de metais, e até mesmo os processos de fotossíntese e respiração celular envolvem oxidação e redução

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potencial de elétrodo, também designado por potencial de redução, consiste num estado de equilíbrio elétrico de uma substância iónica no seio de uma solução, isto é, é a diferença de potencial entre o elétrodo e a solução numa meia pilha. Expressa-se pela lei de Nernst e mede-se juntamente com outra substância de referência, geralmente o elétrodo normal de hidrogénio, cujo potencial se considera zero.

Não é possível medir diretamente o potencial de elétrodo uma vez que qualquer medida implicaria fechar o circuito com o eletrólito, introduzindo-se deste modo outra meia pilha.

Os potenciais de elétrodo padrão, cujo símbolo é E0, são definidos por medição do potencial relativo de uma meia pilha de hidrogénio padrão usando uma solução de 1 molar a 25 ºC.

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A eletroquímica é o estudo das reações químicas que produzem corrente elétrica ou são produzidas pela corrente elétrica.

•Oxidação: è a perda de elétrons

•Redução: è o ganho de elétrons

•Reação de Oxirredução: è quando há transferência de elétrons

•Número de Oxidação (Nox.): è a própria carga elétrica do íon, ou seja, o número de elétrons que o átomo perdeu ou ganhou.

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A base é a junção do nome do grupo aniônico (OH) que é chamado de hidróxido + o nome do cátion, temos como exemplo então:

Ca(OH)₂ = Hidróxido de Cálcio
NaOH = Hidróxido de Sódio
KOH = Hidróxido de Potássio
AuOH = Hidróxido de Ouro I
AgOH = Hidróxido de Prata

Vale ressaltar que, quando a base vier de um metal de transição, colocar a carga, se é o I ou II, como mostrado no Hidróxido de Ouro I

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Compostos inorgânicos com um pelo menos um Cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de (OH)-.

Existem 3 subgrupos: Sais neutros, Sais ácidos e Sais básicos, tendo cada grupo uma diferença na nomenclatura pois, a nomenclatura depende dos reagentes envolvidos da reação de neutralização que forma o sal em questão.

Sais neutros

Uma reação comum de formação de sais é: ácido + base = sal + água.

Assim, o nome do sal deriva do ácido e da base que o formam. A primeira parte do nome do sal (ânion) deriva do ácido, com a seguinte variação:

Sufixo do sal | Sufixo do ácido

eto | ídrico

ito | oso

ato | ico

Sais ácidos ou hidrogenossais

São sais provenientes da neutralização parcial de um ácido, resultando num sal que possui pelo menos um átomo de hidrogênio que não foi neutralizado pela base.

Sal = (Mono/Di/Tri/etc. Hidrogênio) + (Nome do ânion) + (Nome do Cátion)

Sais básicos ou hidroxissais

São sais provenientes da neutralização parcial de uma base, resultando num sal que possui pelo menos uma hidroxila que não foi neutralizada pelo ácido.

(Mono/Di/Tri/etc. + hidróxi) + (nome do ânion) + (nome do cátion)

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São divididos em dois subgrupos:

- Hidrácidos (não apresentam átomos de oxigênio, formados por hidrogênio mais um elemento)

-Oxiácidos (apresentam átomos de oxigênio; formados por hidrogênio, oxigênio mais um elemento)

Nomenclatura dos hidrácidos

Ácido + nome da espécie química ligada ao hidrogênio + ídrico

Nomenclatura dos oxiácidos

Ácido + prefixo (se necessário) + elemento central + sufixo

De acordo com o elemento central (o primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o oxigênio) temos o sufixo OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior NOx:

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Óxidos básicos

São formados por metais das famílias 1A ou 2A + oxigênio esses óxidos reagem com a água para formar bases e reagem com ácidos para formar sal + água.

-Óxido Básico + água = Na2O + H2O --> 2 NaOH

-Óxido Básico + Ácido = Na2O + H2SO4 --> Na2SO4

Óxido de (Nome do Metal) - o nome do metal poderá ser acompanhado pelos sufixos OSO/ICO ou NOx em algarismos romanos quando o metal tiver mais de um NOx.

Óxidos ácidos

São formados por oxigênio + ametal e reagem com a água para formar ácidos.

(Mono/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do Ametal)

Em alguns casos, usa-se o nome anidrido, normalmente para ametais que formam vários óxidos.

-anidrido + [hipo ou per](Nome do Ametal)(ico ou oso)

Óxidos neutros

Não reagem com a água, mas reagem com oxigênio quando for possível aumentar o NOX do cátion. Muitas vezes não existe uma regra geral para estes compostos.

Óxidos anfóteros

Reagem com a água podendo formar ácidos ou bases.

Exemplo:

ZnO - óxido de zinco.

Óxidos salinos (ou duplos)

São formados da junção de dois óxidos, do mesmo metal, com nox diferentes. Reagem apenas com ácidos fortes. Com exceção do Pb2O3, os cátions possuem NOX +8/3.

Óxido + duplo/salino de + nome do metal + nox dos óxidos formadores

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Hidrogênio é o elemento químico mais leve do universo e é capaz de ligar-se com outros átomos de Hidrogênio, formando um gás que apresenta diversas utilizações.
O hidrogênio é o principal combustível de estrelas, como .O Hidrogênio é o elemento químico de menor massa atômica (1 u) e menor número atômico (Z=1) entre todos os elementos conhecidos até hoje.

O Hidrogênio é o elemento químico mais abundante de todo o universo, já que é o combustível de toda estrela, como o sol. Na Terra, ele é o quarto mais abundante, perdendo apenas para o Oxigênio (1º lugar), Silício (2º lugar) e Alumínio (3º lugar).
De uma forma geral, participa da composição de diversos tipos de substâncias orgânicas e inorgânicas. Quando não participa de substâncias químicas, ele é encontrado exclusivamente na forma molecular (dois átomos de hidrogênio ligados por uma ligação covalente simples), cuja fórmula é H₂.

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Ácidos e bases são funções inorgânicas de extrema importância para os seres vivos. O primeiro confere o sabor azedo ao limão e as demais frutas cítricas, enquanto o uso do segundo está relacionado a produtos de limpeza. O equilíbrio entre ácidos e bases forma substâncias neutras como a água mineral.
Com a escala numérica de pH (potencial de hidrogênio) é possível medir o grau de acidez e alcalinidade das substâncias. O meio neutro (intermediário) possui ph 7, as soluções abaixo desse são consideradas ácidas e abaixo desse valor são básicas.

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Recebe o nome de hidreto o grupo de compostos inorgânicos em que, na molécula, o elemento mais eletronegativo é o hidrogênio (H). Os hidretos podem ser classificados de acordo com o tipo de ligação química que estabelecem em iônicos, covalentes e metálicos.

*Hidretos iônicos:

Os hidretos iônicos são formados pelo hidrogênio ligado a metais alcalinos e alcalinos terrosos (famíllia 1A e 2A da tabela periódica, respectivamente).

*Hidretos covalentes:
Os hidretos covalentes (ou moleculares) são constituídos pela junção do hidrogênio aos elementos dos grupos 3A (13), 4A (14), 5A (15), 6A (16) e 7A (17) e o berílio (Be).

*Hidretos metálicos:

O hidrogênio combinado com elementos do bloco d e f da tabela periódica, lantanídeos e actinídeos forma hidretos.

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Bloco  s  da  Tabela  Periódica  é  o  conjunto  de  grupos  cujos  elementos  possuem  o

elétron  de  mais  alta  energia  no  orbital  atômico  s.  O  elétron  de  maior  energia  de  um

elemento químico é denominado "elétron diferenciador" ou "elétron de diferenciação".

Os grupos de elementos que pertencem ao bloco "s" são: Metal alcalino: grupo 1,

Metal alcalino-terroso: grupo 2 , Hidrogênio e hélio.

Os Metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns1. Reagem

muito facilmente com água , formando hidróxidos com liberação de hidrogênio também

podem reagir com oxigênio formando óxidos. São metais de baixa densidade e moles.

Já  os  metais  alcalinos-terrosos  apresentam  configuração  eletrônica  terminada  em

ns2,  são  elementos  que  apresentam  uma  alta  reatividade  para  ocorrerem  livres  na

natureza  .  são  bons  condutores  de  calor  e  eletricidade,  mas  sao  metais  duros,  mais

densos e se fundem a temperaturas mais altas do que os metais alcalinos.

Os  metais  alcalino-terrosos  ocorrem  espalhados  na  natureza,ocorrendo  de

diferentes formas: alguns são abundantes que constituem montanhas inteiras,escassos e

outros raros

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Os elementos do bloco P são unificados pelo fato de seus elétrons de valência (elétrons mais externos) estarem no orbital p. O orbital p consiste em seis formas lobuladas saindo de um ponto central em ângulos uniformemente espaçados. O orbital p pode conter no máximo seis elétrons, daí porque existem seis colunas no bloco p. Os elementos na coluna 3A, a primeira coluna do bloco p, têm um elétron de valência. Os elementos da coluna 4A, a segunda coluna do bloco p, têm dois elétrons de valência. A tendência continua assim até chegarmos à coluna 8A, que tem seis elétrons de valência.
Os metais do bloco P têm características clássicas do metal: são brilhantes, bons condutores de calor e eletricidade e perdem elétrons facilmente. Geralmente, esses metais têm altos pontos de fusão e reagem prontamente com não metais para formar compostos iônicos. Os compostos iônicos se formam quando um íon metálico positivo se liga a um íon não metálico negativo.

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Também conhecidos como metais de transição, os elementos do bloco d são organizados nos grupos 3-12 e definidos por sua configuração de elétron-d.
Em comparação com seus equivalentes em outras partes da tabela periódica, os elementos do bloco d têm uma química muito diferente. A principal característica que separa esses metais de outros é a composição de seu elétron-d , que é responsável por algumas ligações e reatividade muito interessantes.
Para os metais de transição, estamos preocupados principalmente com os orbitais d, também conhecidos como elementos do bloco d . O orbital d pode conter, no máximo, 10 elétrons. Elétrons de valência são os elétrons necessários para formar ligações com outros elementos. Eles são responsáveis ​​pela reatividade.
Como todos os metais, os metais de transição são altamente térmicos e eletricamente condutores; dúctil , o que significa que eles podem ser esticados em um fio fino; e maleáveis , o que significa que podem ser moldados sem quebrar.

Características interessantes dos metais de transição incluem seus níveis de reatividade e estados de oxidação disponíveis.Os metais de transição têm várias camadas que contêm elétrons de valência e esta é a principal razão pela qual possuem muitos estados de oxidação estáveis. Os metais de transição também participam da ligação metálica, o que leva a pontos de fusão, pontos de ebulição e densidades muito altos.
Os metais de transição emitem belas cores.
utras propriedades físicas fascinantes dos elementos do bloco d incluem suas cores. Os metais de transição têm cores vivas, mesmo quando sentados no topo da bancada. As cores brilhantes são causadas por 'aberturas' nos orbitais d, que fazem com que os elétrons fiquem excitados e atinjam níveis de energia mais altos, resultando em cores lindas e brilhantes.

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O bloco f é dividido em duas séries, sendo elas: a série dos lantanídeos, em que o Lantânio é o primeiro elemento, mas não faz parte do bloco f e sim do d, e a série dos actinídeos, que é encabeçada pelo actinídeo, que também faz parte do d. Isso faz com que cada série possua 14 elementos ao invés de 15, quando analisamos o bloco f. Na série dos actinídeos, os elementos a partir do urânio foram obtidos a partir do próprio urânio. Nesse bloco, o preenchimento é no antepenúltimo nível energético, que é o 4f, o que difere do bloco d que era no penúltimo, as propriedades dos elementos nesse bloco são bastante semelhantes.

Tratando-se dos lantanídeos, o cério, gadolínio e lutécio são exceções na configuração já que a adição não vai para o subnível f, mas sim para o d, devido a estabilidade ser maior. O estado de oxidação desses elementos do bloco f é o +III, devido a tendência de perder os elétrons de valência e um do subnível f, porém pode ter espécies com +II e + IV que são favoráveis quando resultam na configuração de um gás nobre, uma configuração semipreenchidas ou totalmente preenchida, os estados de oxidação maiores são encontrados nos óxidos e nos fluoretos devido a ser os elementos mais eletronegativos e os estados menores são os dos haletos. Os elementos não são tão raros, com exceção do promécio, que não ocorre na natureza. Vale ressaltar, ainda, a regra Harkins, que se aplica tanto no bloco f quanto no bloco d, que diz que os elementos com números atômicos pares são mais abundantes que seus vizinhos impares.

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Compostos de coordenação são moléculas formadas por um ou vários ácidos de Lewis, que fazem ligação com uma ou várias bases de Lewis. Esses compostos são muitas vezes também denominados de complexos. Antes de falarmos mais sobre esses compostos, vale relembrar rapidamente o que são ácidos e bases de Lewis. Ácidos de Lewis são espécies químicas que ao formarem ligação funcionam como receptoras de par de elétrons. Já as bases de Lewis, atuam como doadoras de elétrons durante a ligação.

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Para os sais, dê nome primeiramente ao ânion antes do cátion precedido da preposição “de”. Exemplo em [Co(NH3)5Cl]Cl2 damos nome ao Cl- antes do [Co(NH3)5Cl]2+.
– Dentro do íon complexo, os ligantes recebem os nomes (em ordem alfabética) antes do metal. Exemplo: o [Co(NH3)5Cl]2+ é pentaaminoclorocobalto(II). Observe que a parte penta é uma indicação do número de grupos NH3 e conseqüentemente não é considerada na ordem alfabética dos ligantes.
– Os ligantes aniônicos terminam em o e os ligantes neutros são simplesmente o nome da molécula. Exceções: H2O (aqua) e NH3 (amino).
Prefixos gregos são usados para indicar o número de ligantes (di-, tri-, tetra-, penta- e hexa-). Exceção: se o nome do ligante já tiver um prefixo grego. Coloque então o nome do ligante entre parênteses e use bis-, tris-, tetrakis-, pentakis- e hexakis.
• Exemplo [Co(en)3]Cl3 é o cloreto de tris(etilenodiamino) cobalto(III).
– Se o complexo é um ânion, o nome termina em –ato.
– O estado de oxidação do metal é dado em números romanos entre parênteses no final do nome do complexo.

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Cargas, números de coordenação e geometrias

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Cargas, números de coordenação e geometrias

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– Alguns íons metálicos têm número de coordenação constante (por exemplo, Cr3+ e Co3+ têm números de coordenação 6).
– O tamanho do ligante afeta o número de coordenação (por exemplo, o [FeF6]3- se forma mas somente o [FeCl4]- é estável).
– A quantidade de carga transferida do ligante para o metal afeta o número de coordenação (por exemplo, [Ni(NH3)6]2+ se forma, mas somente o [Ni(CN)4]2- é estável).
Complexos tetracoordenados são tetraédricos ou quadráticos planos (normalmente encontrados para íons metálicos d8).
Complexos hexacoordenados são octaédricos.

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Quelato é um composto químico formado por um íon metálico ligado por várias ligações covalentes a um agente quelante, uma estrutura heterocíclica de compostos orgânicos como aminoácidos, peptídeos ou polissacarídeos.
O nome quelante provém da palavra grega chele, que significa garra ou pinça, referindo-se à forma pela qual os íons metálicos são “aprisionados” no composto.