A estereoquímica de um complexo representa a relação espacial entre um cátion metálico, íon metálico central, com seus ligantes de coordenação. A estereoquímica de um complexo pode ser classificada de acordo com o número de coordenação (NC) da espécie química central. O número de coordenação 4 indica que possuímos um íon metálico central ligado a mais quatro ligantes, os quais podem ser iguais ou diferentes entre si.
A distribuição de ligantes ao redor de um íon metálico central está coordenada de acordo com leis de natureza eletrostática, de acordo com a repulsão elétrica mútua entre os ligantes, fator esse que está associado ao impedimento estérico dos ligantes quando relativamente volumosos. Alguns fatores influenciam na ordenação deste arranjo, como, por exemplo, a dimensão do ligante, a natureza química do íon e ainda o procedimento utilizado em sua síntese.
Para complexos de número de coordenação quatro, duas geometrias de coordenação distintas são comuns, a quadrado planar e a tetraédrica. A formação de complexos pertencentes a essas geometrias irá depender dos fatores já mencionados.
Geometria quadrado planar: Os complexos que apresentam a geometria citada são caracterizadas pela configuração eletrônica terminada em d8 ou s¹d7; a qual é indicativa de metais de transição, em arranjos com combinação de ligantes que podem formar ligações de natureza π pela aceitação de elétrons livres do átomo metálico.
Os complexos de terminação eletrônica terminada em d8, tetracoordenados, compondo os elementos da segunda e terceira linhas do grupo d (4d8 e 5d8) da Tabela Periódica, como os formados pelos cátions dos elementos ródio (Rh+), irídio (Ir+), paládio (Pd2+), e ouro (Au3+), formam complexos quase que invariavelmente quadrado planares. Por exemplo, os complexos de platina mostrados abaixo são ambos quadrados planares.
[Pt(NH3)4]2+ [PtCl2(NH3)2]
Geometria Tetraédrica: Ainda com número de coordenação quatro, complexos tetraédricos, de simetria tetraédrica são favorecidos quando o íon metálico apresenta pequena dimensão em relação à dos ligantes. Exemplos são encontrados no caso dos ligantes cloreto, brometo e iodeto (respectivamente Cl-, Br- e I-), para os quais as repulsões existentes ligante-ligante excedem a diferença de energia de formação de ligações existentes entre metal e ligante. Complexos com geometria de coordenação tetraédrica são relativamente comuns para oxiânions metálicos, localizados à esquerda do bloco d da Tabela Periódica, geralmente em estados de oxidação elevados. Por exemplo, os complexos de cromo e de níquel mostrados abaixo são tetraédricos.
[K2(CrO4)]; [K2(NiBr4)]
Todos os complexos representados, em número de coordenação quatro e diferente geometria, são estáveis e podem ser obtidos experimentalmente com relativa facilidade.
Referências: ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001. PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Paulo: Pearson Education do Brasil, Makron Books, 1994.