COMPLEXOS AULA 5

(1)

Química

Química dos

dos Compostos

Compostos

de

de Coordenação

Coordenação

de

(2)

O que é um composto de coordenação?

Compostos formados por um íon metálico de transição (na maioria dos casos) envolvido por átomos, moléculas ou grupos de átomos (ligantes).

Para que um ligante possa participar de um complexo é fundamental que o mesmo contenha pares eletrônicos disponíveis para

carga do complexo

Um complexo pode ser catiônico, aniônico ou neutro.

Neutros: [Ni(CO)₄]

Iônicos: [Fe(CN)₆]K₄, [Cu(H₂O)₄]SO₄

contenha pares eletrônicos disponíveis para efetuar ligações coordenadas.

X +/-n n+/-ligantes íon metálico contraíon

(3)

Metais de Transição

bloco d: elementos de transição

“um elemento com elétrons de valência d- ou f-” um metal do bloco d ou do bloco f

(4)

Distribuição eletrônica nos átomos dos metais de transição Sc Ti V Cr 4p 3d 4s [Ar]3d1_4s2 [Ar]3d2_4s2 [Ar]3d3_4s2 [Ar]3d5_4s1 Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn [Ar]3d 4s [Ar]3d5_4s2 [Ar]3d6_4s2 [Ar]3d7_4s2 [Ar]3d8_4s2 [Ar]3d10_4s1 [Ar]3d10_4s2

(5)

Números de elétrons d

[Ar]3d5_4s2 _[Ar]3d10_4s1

1º. Quantos elétrons estão contidos nos metais d?

- Contagem na tabela períódica _{Mn = 7 elétrons} _{Cu = 11 elétrons}

2º. Quantos elétrons foram perdidos? - _{estado de oxidação}

Regra

Regra: Os elétrons ss são os primeiros a serem perdidos

2º. Quantos elétrons foram perdidos? - _{estado de oxidação}

Mn (VII) = 7 elétrons perdidos Cu(II) = 2 elétrons perdidos

3º. Quantos elétrons sobram? - _subtração

Mn (VII) = 7-7 = zero elétrons d = d0 _{Cu(II) = 11-2 = 9 elétrons d = d}9

(6)

Exercício: Quantos elétrons d tem o metal?

complexo Nox de L Nox do M nº elétrons d [Cr₂O₇]2- _{- 2 +6} _d0 [MnO ]- - 2 +7 d0 [MnO₄]- - 2 +7 d0 [Ag(NH₃)₂]+ _{0 +1} _d10 [Ti(H₂O)₆]3+ _{0 +3} _d1 [Co(en)₃]3+ _{0 +3} _d6 [PtCl₂(NH₃)₂] - 1, 0 +2 d8 [V(CN)₆]4- _{- 1 +2} _d3 [Fe(ox)₃]3- _{- 2 +3} _d5 O O -_O _O -ox = en = NH₂ H₂N

(7)

Ligação Coordenada

Cada ligante doa um par de elétrons para a ligação com o centro metálico:

H N H H F B F F + N H H F B F F N H H F B F F H F H N H H H N H H NH₃ BF3 H₃N

_

> BF₃

= _{ligação coordenada ou dativa} L L L L L L

(8)

Sidwick 1927 - modelo de ligação Exemplo: [Co(NH₃)₆]3+ “base de Lewis" NH₃ 3+ Co3+ + 6 H N H H “ácido de Lewis" H₃N NH₃ NH₃ H₃N NH₃

(9)

Complexos ou Compostos de Coordenação Ácido de Lewis

+

1 ou mais bases de Lewis

=

complexocomplexo

ácido de Lewis = átomo ou íon central (receptor de pares de elétrons)

bases de Lewis = ligantes ou _{moléculas neutras} _{ou íons negativos}

bases de Lewis = ligantes ou agentes complexantes (doadores

de pares de elétrons)

moléculas neutras ou íons negativos

(10)

-Alfred Werner

Teoria de Werner (1893)

Prêmio Nobel 1913

reação entre cloreto de cobalto(III) e amônia = compostos de diferentes

+ Ag+ _{= 3 mols AgCl}

+ Ag+ _{= 2 mols AgCl}

+ Ag+ _{= 1 mol AgCl}

+ Ag+ = 0 mol AgCl

CoCl₃.6NH₃ amarelo CoCl₃.5NH₃ púrpura

CoCl₃.4NH₃ verde

CoCl₃.3NH₃

reação entre cloreto de cobalto(III) e amônia = compostos de diferentes

(11)

Teoria de Werner (1893)

1. O metal está em um estado de oxidação particular (valência primária)

2. O composto tem um número de coordenação (valência secundária).

3. Os ligantes estão coordenados ao metal via uma ligação que parece com uma ligação covalente.

[Co(NH₃)₆]Cl₃ 3+ [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ 2+ [Co(NH₃)₄Cl₂]Cl + [Co(NH₃)₃Cl₃]

(12)

Fórmula Empírica Condutividade (C = 0,001

mol/L) Formulação de Werner

Não Eletrólitos PtCl₄.2NH₃ 3,52 [Pt(NH₃)₂Cl₄] (trans) PtCl₄.2NH₃ 6,99 [Pt(NH₃)₂Cl₄] (cis) Eletrólitos 1:1 NaCl 123,7 ---PtCl₄.3NH₃ 96,8 [Pt(NH₃)₃Cl₃]Cl PtCl₄.NH₃.KCl 106,8 K[Pt(NH₃)Cl₅] Eletrólitos 1:2 ou 2:1 Medidas de condutividade Eletrólitos 1:2 ou 2:1 CaCl₂ 260,8 ---CoCl₃.5NH₃ 261,3 [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ CoBr₃.5NH₃ 257,6 [Co(NH₃)₅Br]Br₂ CrCl₃.5NH₃ 260,2 [Cr(NH₃)₅Cl]Cl₂ PtCl₄.4NH₃ 228,9 [Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ PtCl₄.2KCl 256,8 K₂[PtCl₆] Eletrólitos 1:3 ou 3:1 LaCl₃ 393,5 ---CoCl₃.6NH₃ 431,6 [Co(NH₃)₆]Cl₃ CrCl₃.6NH₃ 441,7 [Cr(NH₃)₆]Cl₃ PtCl₄.5NH₃ 404,0 [Pt(NH₃)₅Cl]Cl₃

(13)

Medidas de condutividade

[Cr(H₂O)₆]3+ _3Cl- _[Cr(H

2O)5Cl]2+ 2Cl- [Cr(H2O)4Cl2]+ Cl

-Teoria de Werner

Explicação para a ligação nos complexos baseada nos ensaios:

Existência de 2 tipos de valência: 1) valência primária (dissociável)

2) valência secundária (não dissociável)

Ligações iônicas cátion complexo – ânion

Ligação coordenativa

(14)

O que é interessante

sobre os complexos de

atividade biológica aplicações médicas estados de oxidação

sobre os complexos de

metais de transição??

número de coordenação geometria comportamento magnético cor

(15)

Monodentado um átomo doador por ligante Bidentado

Tipos de ligantes

Os ligantes podem apresentar mais de um átomo com elétrons disponíveis para formar ligações coordenadas.

O termo ligante aplica-se somente a grupos ligados a um íon metálico. Os ligantes podem ser:

Bidentado dois átomos doadores por ligante Tridentado três átomos doadores por ligante Multidentado muitos átomos doadores por ligante

Ligante quelato: um ligante com ligações ao mesmo centro metálico com mais de um átomo doador

(16)

Ligantes monodentados neutros e aniônicos

Quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de um único átomo doador.

amônia C O monóxido de carbono CN -cianeto C N Ph fenil amônia NH₃ H₂O água PPh₃ fosfina P NO -nitroso N O N C S N C S isocianato NCS -tiocianato SCN -O H OH -hidróxido X haleto hidreto H

(17)

Ligantes bidentados

quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de dois átomos doadores.

1,2-diaminoetano = etilenodiamina = en 2,2'-bipiridina bpy H₂N NH₂ N N 1,2-difenilfosfinaetano dppe Ph2P PPh 2 N N 1,10-fenantrolina phen acetato = ac -H3C O O

-O O

-O O oxalato = ox

(18)

2-Ligantes tridentados dietilenotriamina: dien H2N NH NH2

Ligantes tetradentados: 4 átomos doadores

quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de três átomos doadores. N HN N NH porfinpiridina N HN N NH N N N N ftalocianamida NH₂ NH₂ N NH₂ tris(2-aminoetil)amina tren

(19)

tetraânion do ácido etilenodiaminatetraacético: EDTA Ligantes multidentados N N O -O -O -O O O O O O Hexadentado O N N O O O M O O O O [Co(EDTA)]

(20)

-Os ligantes que estão diretamente ligados ao átomo ou íon central formam um complexo de esfera interna.

No entanto, os íons complexos podem associar-se eletrostaticamente a ligantes aniônicos, sem o deslocamento dos ligantes já presentes. O produto desta associação é chamado de complexo de esfera externa ou par iônico.

Os complexos nos quais um metal se encontra ligado a um único Os complexos nos quais um metal se encontra ligado a um único tipo de grupo doador (ligante) são conhecidos como complexos homolépticos. Ex.: [Co(NH₃)₆]+3

Os complexos nos quais um metal se encontra ligado a mais de um tipo de ligante são conhecidos como complexos heterolépticos. Ex.: [Co(NH₃)₄Cl₂]+

(21)

número de coordenação = o número de ligantes que envolvem o átomo do metal.

Por exemplo: no complexo [Co(NH₃)₆]Cl₃, o número de NH₃ 3+ Número de Coordenação [Co(NH₃)₆]Cl₃, o número de coordenação é 6, pois existem 6 moléculas de amônia ligadas ao íon cobalto(III).

Os ligantes representados fora dos colchetes (Cl-_{) não fazem parte do}

número de coordenação. H₃N Co Co NH₃ NH₃ H₃N NH₃ 3 Cl

(22)

-Número de Coordenação (NC) e Geometria

princípio da eletroneutralidade

tamanho dos ligante

configuração mais estável dos orbitais d

Nos compostos de coordenação, os elementos de transição podem exibir NC que variam de 2 a 12. No entanto, os mais comuns são 4, 5 e 6.

(23)

Número de coordenação 2

[Au(CN)₂]

-180º

Os complexos com NC=2 são lineares e praticamente se restringem aos cátions: Cu+_{, Ag}+_{, Au}+ _{e Hg}+2_{, todos com configuração d}10

. Ex.: [CuCl₂]-_{; [Ag(NH}

3)2]+; [AuCl2]- e HgCl2. [AgCl₂] -180º [CuCl₂] -180o 180º

(24)

CN CN

a coordenação tripla é rara entre os complexos metálicos. Aparece normalmente em complexos com ligantes volumosos, como o amideto [N(Si(CH₃)₃)₂]-_{. Estes complexos exibem geometria trigonal planar.}

Ex.: M{[N(Si(CH₃)₃)₂]-_} 3, M= Fe, Cr [HgI₃] -120o [Cu(CN)₂]- Cu CN C N Cu CN C N Cu CN C N Cu CN C N n

(25)

Geometria tetraédrica

Geometria quadrado planar

Este tipo de coordenação é encontrada em um grande número de compostos e podem apresentar geometria tetraédrica ou quadrática. Os complexos com geometria tetraédrica ocorrem com metais que não possuam configuração d8 _{(ou s}1_d7

). Os complexos quadráticos são característicos dos metais de transição com configuração d8_.

109o [PtCl₄] 2-[AuBr₄] -[Co(CN)₄] 2-90o [CoCl₄] 2-[MnO₄] -[NiCl₄] 2-TiCl₄ [CuCl₄] 2-[Zn(NH₃)₄]2+

átomo central for pequeno e os ligantes forem grandes (tais como Cl-_, Br-_{e I}-_{) ou oxoânions.}

(26)

Cisplatina [PtCl2(NH3)2]

Pt(II) quadrado planar Número de coordenação 4

cis-isômero

primeiro de uma série de compostos de coordenação de platina usados como drogas

anti-câncer : (Platinol-AQ)

tratamento de câncer por quimioterapia: são utilizados complexos

(27)

A geometria de complexos penta-coordenados se situa entre bipirâmide trigonal e pirâmide quadrada.

Pirâmide quadrada 90o Bipirâmide trigonal 120o 90o axial equatorial

A conversão entre isômeros com conformação de bipirâmide trigonal faz com que um par de ligantes em posição equatorial passe a ocupar posições axiais e vice-versa: Pseudorrotação de Berry

(28)

A diferença de energia entre as duas formas (bipirâmide trigonal e pirâmide quadrada) é tão pequena, que o [Ni(CN)₅]3- _{existe com as duas simetrias no}

mesmo cristal.

É comum a existência de formas intermediárias.

(29)

Geometria octaédrica

Geometrica trigonal prismática

Sc(OH₂)₆]3+

[Cr(NH₃)₆]3+

são numerosos entre os complexos. Sua geometria é octaédrica, mas algumas vezes apresenta-se distorcida. É o arranjo mais comum para metais com configuração d0_-d9

. Ex.: [Cr(NH₃)₆]+3 _(d3 ); Mo(CO)₆ (d6 ); [Fe(CN)₆]-3 _(d5 ) do _metais WMe₆ [Cr(NH₃)₆] [Mo(CO)₆] [Fe(CN)₆]

(30)

(31)

Exemplos de Complexos de metais de transição Rubi; Corundum Al₂O₃ com impurezas de Cr3+ Safira; Corundum Al₂O₃ com impurezas de Fe2+ _{e Ti}4+ Esmeralda; Beryl

AlSiO₃ contendo Be com impurezas de Cr3+

Centro metálico octaédrico Número de coordenação 6

(32)

Hemoglobina O₂ N N N N OH₂C Fe N R

Carrega o oxigênio no sangue

Complexo de metal de transição Fe-Profirina Íon Fe(II) coordenação octaédrica

OH₂C

N R OH₂C

(33)

Octaédro mono-encapuzado

[WBr₃(CO)₄)]

-(distorcido)

comum em metais d mais pesados com altos nox Bipirâmidal pentagonal

D_5h

[ZrF₇]3

-Prisma trigonal tetragonal/e encapuzado

(34)

-Número de coordenação 8

antiprisma quadrado Na₃[Mo(CN)₈]

Dodecaédro

(n_Bu

4N)3[Mo(CN)8]

Prisma trigonal tri-encapuzado

[ReH₉]

(35)

São complexos que contém mais de um átomo metálico. Em alguns casos, os átomos metálicos são unidos através de ligantes em ponte; em outros, há ligação direta metal-metal; e ainda em outros ocorrem ambos os tipos de ligação.

O termos “cluster metálico” é reservado aos complexos com ligação direta metal-metal. Quando nenhuma ligação metal-metal está presente, os complexos polimetálicos são conhecidos como “complexos gaiola”.

(36)

Os ligantes polidentados podem produzir um “quelato” (termo grego para garra), um complexo no qual um ligante forma um anel que inclui o átomo metálico. Um exemplo é o ligante bidentado etilenodiamino, que forma um anel de cinco membros quando ambos os átomos de N se prendem ao mesmo átomo metálico.

COMPLEXOS QUELATOS E COM LIGANTES EM PONTE

Efeito quelato: complexos com ligantes quelantes possuem maiores constantes de estabilidade que seus análogos que não contenham este tipo de ligante. O principal fator responsável pelo aumento na estabilidade é a entropia do sistema.

(37)

A hemoglobina, responsável pelo transporte de oxigênio no sangue, é também uma espécie que contém anéis quelatos, em que o ligante polidentado é um derivado da molécula da porfirina.

O grau de tensão de um ligante quelante frequentemente é expresso em termos do “ângulo de mordida”, o ângulo L-M-L no anel quelato.

Os ligantes quelantes são usados como sequestradores de íons metálicos na indústria têxtil e de alimentos e também no tratamento de envenenamentos por metais pesados. Ex.: EDTA

(38)

Ligantes em ponte: faz a conexão entre dois átomos metálicos. Em geral, são ligantes monodentados que possuem esta função como os cloretos e hidretos. Au Cl Cl Cl Cl Cl Cl Au

Ligantes ambidentados: são ligantes com átomos doadores diferentes. Por exemplo, o íon tiocianato NCS- _{pode se ligar a um}

átomo metálico pelo N, para dar complexos isotiocianatos, ou pelo S, para dar complexos tiocianatos.

(39)

(40)

Representação e nomenclatura

Composto de coordenação apresenta, normalmente um metal de transição ao qual se coordenam ligantes, que podem ser iguais ou diferentes.

Nomenclatura segundo norma da IUPAC

Complexo pode ser uma espécie neutra ou um íon (cátion ou ânion).

[Co(NH

₃₃

))

₆₆

]Cl

₃₃

(41)

Dentro dos colchetes escreve-se o símbolo do metal (átomo central) e depois os seus ligantes na seguinte ordem:

1º. ligantes negativos (aniônicos) 2º. ligantes neutros (moléculas)

[CoCl₂(NH₃)₄]+_: _{ligante cloreto (negativo) foi escrito antes do ligante}

Representação e nomenclatura

Ligantes positivos (catiônicos) são muito raros, mas, caso exista, deverá ser escrito por último, após os demais ligantes.

(42)

Nomenclatura Ligantes Neutros

Quando espécies químicas se encontram como ligantes de compostos de coordenação, estes ligantes geralmente recebem nomes especiais.

Espécie Nome da espécie Nome do ligante

H₂O água aqua

NH₃ amônio amin ou amino

CO monóxido de carbono carbonil

NO monóxido de nitrogênio nitrosil

O₂ oxigênio dioxigênio

N₂ nitrogênio dinitrogênio

(43)

Ligantes Aniônicos

Quando estes íons funcionam como ligantes, a terminação "ETO" é substituída por "O"

Nomenclatura

F- _fluoreto _fluoro

Cl- _cloreto _cloro

Br- _brometo _bromo

I- _iodeto _iodo

(44)

Outros ligantes aniônicos Nomenclatura

H- _hidreto hidrido OH- _hidróxido hidroxo O₂- _óxido oxo 2 oxo O₂2- _peróxido peroxo NH₂- _amideto amido N3- _nitreto nitreto N₃- _azido azido NH2- _imido imido

(45)

Oxiânions Nomenclatura

SO₄- _sulfato _sulfato

CH₃COO- _acetato _acetato

CH₃COCHCOCH₃- _{acetilacetonato} _{acetilacetonato}

(46)

Ligantes Ambidentados

Estes íons são assim chamados porque podem se ligar ao metal de duas maneiras, através de átomos diferentes.

Nomenclatura

Espécie Nome da espécie Ligante Nome do ligante

SCN- _tiocianato _{- SCN}- _tiocianato

SCN- _tiocianato _{- NCS}- _{isotiocianato}

NO₂- _nitrito _{- ONO}- _nitrito

NO₂- _nitrito _{- NO}

(47)

Outros ligantes Ligantes catiônicos

NH₄+ _amônio _amônio

H₃NNH₂+ _hidrazínio _hidrazínio

Outros ligantes

P(C₆H₅)₃ trifenilfosfina trifenilfosfina (PPh₃)*

NH₂CH₂CH₂NH₂ etilenodiamina etilenodiamina (en)

(48)

Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros

inicia-se pelo contra íon (espécie representada fora dos colchetes), se houver.

depois se escreve os nomes dos ligantes, em ordem alfabética: o nome deve ser inteiro, sem separação por espaços ou hífens.

quando existirem vários ligantes iguais, usa-se o prefixo di, tri, tetra, penta,

por último coloca-se o nome do metal (átomo central), seguido pelo seu estado de oxidação, em algarismos romanos e entre parênteses.

hexa etc.

em complexos catiônicos, é freqüente o uso da palavra ÍON no começo do nome. Exemplo: íon tetraminodiclorocobalto(III), porém pode ser omitido.

(49)

Para determinar o número de oxidação do metal basta somar as cargas internas (ligantes dentro dos colchetes), considerando que os ligantes neutros (moléculas), têm nº de oxidação = zero.

[CoCl₂(NH₃)₄]+ ₌_tetramin_dicloro_cobalto(III)

Nox do cobalto: Co + 2 Cl- _{+ 4 NH}

3 = +1; Co -2 + 0 = +1; Co = +3

Nomenclatura de complexos catiônicos e neutros

[Co(NO₂)(NH₃)₅](NO₃)₂ = nitrato de pentaminnitrocobalto(III) Nox do cobalto: Co + NO₂- _{+ 5 NH}

3 = +2; Co -1 + 0 = +2; Co = +3

[Ni(CO)₄] = tetracarbonilníquel(0)

(50)

Nomenclatura de complexos aniônicos

A nomenclatura dos complexos aniônicos é feita da mesma forma, sendo o metal acrescido da terminação "ATO".

[Ni(CN)₄]2- ₌_tetraciano_{niquelato(II)}

Nox do níquel: Ni + 4 CN- _{= - 2; Ni - 4 = - 2; Ni = +2}

[Fe(CN)₆]3- ₌_hexaciano_ferrato(III)

Nox do ferro: Fe + 6 CN- _{= - 3; Fe - 6 = - 3; Fe = +3}

Complexo neutro:

[Pt(Py)₄][PtCl₄] = tetracloroplatinato(II) de tetrapiridinoplatina(II) Nox da platina: 2 Pt + 4 Py + 4 Cl- _{= 0 2 Pt + 0 - 4 = 0 Pt = +2}

(51)

Metal ome do metal no complexo aniónico Alumínio Aluminato Cobalto Cobaltato Cobre Cuprato Crómio Cromato Chumbo Plumbato Estanho Estanato Ferro Ferrato Ferro Ferrato Manganês Manganato Molibdénio Molibdato Níquel Niquelato Ouro Aurato Prata Argentato Tungsténio Tungstato Zinco Zincato

(52)

Nomenclatura de complexos com ligantes em ponte

complexos com ligantes em ponte: normalmente usa-se a letra grega µµµµ (mi) para indicar um ligante em ponte.

quando esse ligante (L) está ligado a partes iguais (M - L - M), usa-se prefixos como bis, tris, tetraquis etc para indicar o número de partes iguais existentes.

NH₂

OH

Co(en)₂

(en)₂Co (SO4)2

sulfato de µµµµ-amido-µµ-hidroxoµµ -bis[etilenodiaminacobalto(III)]

(53)

Nomenclatura segundo norma da IUPAC Prefixo (nº de ligantes)

+

Nome do ligante

+

Nome do metal (+ terminação) nº de oxidação do metal

+

Nomenclatura - Resumo

Ordem no nome: nomeia-se os ligantes em ordem alfabética independentemente da carga.

Terminação: Para complexosneutros ou catiônicos= nome do metal inalterado. Para complexosaniônicos = adiciona –se ao nome do metal a terminação ato.

Número de oxidação do metal = é indicado em algarismos romano da carga.

Ordem na fórmula: metal + ligantes: 1º. aniônico, 2º neutro. Prefixos: bi, tri, tetra, penta, hexa.

(54)

Nomenclatura - Resumo

Nomes usuais

Nome do ligante: alguns recebem nomes especiais: NH = amin; Cl- _{= cloro; H O =}

Nome do ligante: alguns recebem nomes especiais: NH₃ = amin; Cl- _{= cloro; H} 2O =

aqua; F- _{= fluoro; CN}-_{= ciano; CO = carbonil; NO = nitrosil.}

[Co(en)₃]3+ _{= tris(etilenodiamina)cobalto(III)}

bis, tris, tetrakis, hexakis (para indicar o número de partes iguais existentes no complexo).

(55)

OH OH OH Co(NH₃)₃ (NH₃)₃Co 3+ µ µµ

µ-trihidroxo-bis[triaminocobalto(III)] Nomenclatura - Exemplos Nox do Co: 2 Co + 6 NH₃ + 3 OH- = + 3; 2 Co + 0 - 3 =+ 3; Co = + 3 NH₂ O Fe(CN)₂(CO)₂ (NH₃)₄Co Cl₂

(56)

[Cd(SCN)₄]2+ ₌ _{Tetratiocianato}_cádmio(II)

[Zn(NCS)₄]2+ ₌ _{Tetraisotiocianato}_zinco(II)

[(NH₃)₅Cr -OH- Cr(NH₃)₅]Cl₅ = Cloreto de µµµµ-hidroxo-bis[pentaminocromo(III)

Nomenclatura - Exemplos

3 5 3 5 5

NH₄ [Co(SO₃)₂(NH₃)₄] = Tetraaminodissulfitocobaltato(III) de amônio

(57)

[Co(H₂O)₆]2+ _{= hexaaqua}_cobalto(III)

[CoCl₄]2- _{= tetracloro}_{cobaltato(II)}

[Ni(CO)₄] = tetracarbonilníquel(0) [Ag(NH₃)₂]+ _{= diamin}_prata(I)

[Al(OH) ]- _{= tetrahidroxi}_{aluminato(III)}

Nomenclatura - Exemplos

[Al(OH)₄]- _{= tetrahidroxi}_{aluminato(III)}

NCS- _{=isotiocianato} _e _S_CN- _{= tiocianato}

[Co(ONO)(NH₃)₅]2+ ₌ _penta_{aminnitritocobalto(III)} ONO-= nitrito