• Las valencias primarias son aquellas que exhibe un metal en la formación de sales simples, por ejemplo CoCl₃ , NaCl, CuSO₄, etc.

• En terminología moderna representa el número de oxidación del metal.

(Por ejemplo, las valencias primarias de Co en CoCl₃ son 3 y el estado de oxidación +3)

De manera similar, para NaCl, el estado de oxidación de Na es +1 , para CuSO ₄ , el estado de oxidación de Cu es +2.

• Las valencias primarias son ionizables.

• Estos están escritos fuera de la esfera de coordinación.

• Estos no son direccionales y no dan ninguna geometría a los compuestos complejos.

(Ejemplo: [Co(NH₃)₆ ] Cl₃ , número de valencias primarias 3, estado de oxidación +3)

• La valencia secundaria de los metales se da por iones negativos o moléculas neutras o ambas.

• En la terminología moderna representa el número de coordinación del metal.

• Las valencias secundarias se escriben dentro de la esfera de coordinación.

• Estos son de naturaleza direccional y dan una geometría definida al complejo.

• Estos no son ionizables.

  
  

(Ejemplo: el número de coordinación de [Co (NH₃ ) ₆ ]Cl₃ es 6.)

Dentro de este grupo encontramos por ejemplo a los aniones tiocianato (S=C=N-), nitrito (O=N-O-) e isotiocianato (NC-S-)

El número de coordinación 6 es el más común para las configuraciones electrónicas desde d⁰ hasta d⁹. Por ejemplo, los complejos de los iones M³⁺ de la serie 3d son generalmente octaédricos: [Sc(OH)₂]³⁺ (d⁰), [Cr(NH₃)₆]³⁺ (d³), [Mo(CO)₆] (d⁶), [Fe(CN)₆]^3- y [RhCl₆]^3- (d⁶).

La gran mayoría de los complejos de número de coordinación seis son octaédricos. Sin embargo, sus geometrías no suelen ser octaedros perfectos (seis distancias M-L iguales y todos los ángulos de 90º) sino que sufren distorsiones.

• Aniónicos: Se cambia la terminación "-uro" por "-o". Por ejemplo, cloruro (-Cl) se convierte en cloro, óxido (-O) en oxo.

• Neutros: Se utilizan nombres específicos: H2O (aqua), NH3 (ammina), CO (carbonilo), NO (nitrosilo). 

• Si el complejo es un catión, se nombra el metal con su nombre en latín si es necesario (ej. hierro en lugar de "ferro"), seguido de su estado de oxidación en números romanos y entre paréntesis. 

• Si el complejo es un anión, se añade la terminación "-ato" al nombre del metal (ej. ferrato, cuprato) y se indica su estado de oxidación. 

• Carga del metal: mayor carga → mayor atracción electrostática.

• Tamaño del ion metálico: iones pequeños y cargados → mayor estabilidad.

• Configuración electrónica: metales de transición con orbitales d vacíos o parcialmente llenos → mejor formación de enlaces coordinados.

📌 Ejemplo: Fe³⁺ forma complejos más estables que Fe²⁺.

• Ligandos duros tienden a estabilizar metales duros (regla HSAB).

• Capacidad para formar enlaces múltiples o donar más de un par de electrones.

• Polarizabilidad y carga también influyen.

📌 Ejemplo: CN⁻ forma complejos muy estables con Fe³⁺.

• Los ligandos multidentados (quelantes) forman anillos estables con el metal.

• Aumentan la entropía → mayor estabilidad del complejo.

• Más número de anillos = mayor estabilidad.

📌 Ejemplo: EDTA forma complejos muy estables con metales como Ca²⁺ y Pb²⁺.

• Metal central

• Tipo de ligando

• Efecto quelato

🧠 Conclusión: La estabilidad depende de una combinación sinérgica de todos los factores.

• Ángulo de enlace: 109,5°

• Común en metales con número de coordinación 4.

• Ligandos rodean al metal en forma de tetraedro.

📌Ejemplo: [ZnCl₄]²⁻

• Ángulo de enlace: 90°

• Más común para metales de transición.

• Máxima estabilidad estérica y electrónica.

📌Ejemplo: [Fe(CN)₆]³⁻

• Típicos en d⁸ (como Pt²⁺, Ni²⁺).

• Disposición plana de los 4 ligandos.

• Geometría favorecida por repulsiones electrónicas.

📌Ejemplo: [PtCl₄]²⁻

• Trigonal bipiramidal (ML₅): [Fe(CO)₅]

• Piramidal cuadrada (ML₅): intermedios de reacción

• Tricapped trigonal prism: actínidos y lantánidos