Complesso (chimica)

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Un complesso (o composto di coordinazione) in chimica e in biochimica è il prodotto della formazione, spesso reversibile, di un legame covalente coordinato 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.[1]

Una definizione più rigorosa di complesso chimico può essere: "Un complesso è un composto chimico costituito da un atomo o ione metallico centrale al quale sono congiunti molecole o ioni da legami covalenti, in cui l'atomo metallico lega un numero di altre specie chimiche superiore al suo numero di ossidazione".[2]

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, catione o anione, che contiene l'atomo centrale complessato in soluzione acquosa, un esempio è lo ione tris(bipiridina)rutenio(II) mostrato nell'immagine a destra, mentre per composto di coordinazione si intende una specie chimica elettricamente neutra, un complesso neutro o un composto ionico in cui almeno uno degli ioni è uno ione complesso (come ad esempio [Cu(OH2)6]Cl2, in cui il catione, [Cu(OH2)6], risulta essere uno ione complesso). Nell'uso comune, i termini "composto di coordinazione" (il composto neutro) e "complesso" (uno o più tra gli ioni o le specie neutre presenti nel composto) sono adoperati in modo intercambiabile. [3] [4]

La formula chimica di uno ione complesso (non di un complesso neutro) è comunemente indicata tra parentesi quadre, ad esempio: [Cu(OH2)6]2+. Tra i composti di coordinazione si annoverano complessi il cui atomo metallico centrale è neutro, come Ni(CO)4, e composti ionici, come K4[Fe(CN)6]. [5]

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. [5]

Struttura dei complessiModifica

Esempio di un composto di coordinazione con un legame metallo-metallo.
 
 

Le basi di Lewis legate all'atomo o allo ione metallico centrale di un complesso, appartenente al blocco d, vanno sotto il nome di ligandi (o leganti), e possono essere ioni o molecole. L'atomo centrale che è al centro della coordinazione dei ligandi è più comunemente un metallo, nonostante questa affermazione generalmente valida, un atomo metalloide può assumere lo stesso ruolo. [5] 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, da Coordination Number), 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).

Sono noti anche composti di coordinazione in cui l'atomo metallico coordinato instaura un legame metallo-metallo con un altro atomo sempre metallico, formando strutture più complesse.

LegantiModifica

Nella chimica di coordinazione, un ligando è una molecola o uno ione che trasporta gruppi di donatori adatti in grado di legarsi (o coordinarsi covalentemente) con un atomo centrale. La gamma di molecole che possono legarsi agli ioni metallici come ligandi è varia e comprende atomi, ioni e molecole inorganici, nonché molecole e ioni organici.[5]

I leganti possono formare uno o più legami con l'atomo centrale; nel secondo caso si dicono "agenti chelanti" (per analogia con le chele di molti crostacei). A seconda dei legami che un legante forma con l'atomo centrale, questo si dice "monodentato", "bidentato" o, in generale, "polidentato".[6]

Esempi di chelanti sono l'etilen-diammino-tetraacetato (EDTA) o l'etilendiammina, 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+.

Numero di coordinazione e geometria del complessoModifica

A seconda del numero di coordinazione, il complesso può assumere differenti geometrie. Nella tabella seguente sono illustrate le geometrie più frequentemente osservate:

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–

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.

Sfera esterna e sfera internaModifica

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.[7] 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.[7] 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.

Legame chimico nei complessiModifica

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.[8]

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).[9]

Teoria del legame di valenzaModifica

 Lo stesso argomento in dettaglio: Legame di valenza.

La teoria del legame di valenza Linus Pauling 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.[10] 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 cristallinoModifica

 Lo stesso argomento in dettaglio: Teoria del campo cristallino.

La teoria del campo cristallino fu introdotta da Hans Bethe e nel 1929 ed assume che l'interazione metallo-leganti sia di tipo elettrostatico.[10] 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 legantiModifica

 Lo stesso argomento in dettaglio: Teoria del campo dei ligandi.

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 appunto 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).[10]

Equilibri di complessazioneModifica

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

M + L   ML ;  
ML + L   ML2 ;  
ML2 + L   ML3 ;  
MLn-1 + L   MLn ;  

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

M + nL   MLn con costante di formazione  

Come tutti gli equilibri multipli è verificata l'uguaglianza Kf = K1 · K2 · K3...Kn da cui pKf = pK1 + pK2 + pK3 + ... pKn

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

 

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 Kf tramite l'equazione: K'f = Kf · 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 dei complessiModifica

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

Isomeria geometricaModifica

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).

Isomeria otticaModifica

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 o regola della mano destra). La rotazione sinistrorsa dell'elica costituita dai ligandi indica l'isomero Λ ("isomero lambda"), quella destrorsa l'isomero Δ ("isomero delta").

Isomeria di legameModifica

 
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 complessiModifica

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

Reazioni di sostituzione dei legantiModifica

 Lo stesso argomento in dettaglio: Reazione 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 legantiModifica

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 legantiModifica

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 elettronicoModifica

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 complessiModifica

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)

NoteModifica

  1. ^ Silvestroni, pp. 863-864.
  2. ^ Peter William Atkins, Loretta Jones e Leroy Leverman, Capitolo 9C: l composti di coordinazione, in Principi di chimica, IV, Zanichelli, pp. 766, ISBN 978-8808320971.
  3. ^ Peter William Atkins, Loretta Jones e Leroy Leverman, Capitolo 9C: l composti di coordinazione, in Principi di chimica, IV, Zanichelli, pp. 766, ISBN 978-8808320971.
  4. ^ (EN) Mark Weller, Tina Overton, Jonathan Rourke, and Fraser Armstrong, Inorganic Chemistry, Seventh Edition, OUP Oxford, ISBN 978-0199641826.
  5. ^ a b c d (EN) Geoffrey A. Lawrance, 2-Ligands, in Introduction to coordination chemistry, Wiley, p. 15, ISBN 978-0-470-51930-1.
  6. ^ Silvestroni, p. 868.
  7. ^ a b Silvestroni, p. 869.
  8. ^ Silvestroni, p. 861.
  9. ^ Silvestroni, pp. 870-873.
  10. ^ a b c Silvestroni, p. 864.

BibliografiaModifica

  • 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.
  • Peter William Atkins, Loretta Jones e Leroy Leverman, Capitolo 9C: l composti di coordinazione, in Principi di chimica, IV, Zanichelli, pp. 766, ISBN 978-8808320971.
  • (EN) Mark Weller, Tina Overton, Jonathan Rourke, and Fraser Armstrong, Inorganic Chemistry, Seventh Edition, OUP Oxford, ISBN 978-0199641826.
  • (EN) Geoffrey A. Lawrance, 2-Ligands, in Introduction to coordination chemistry, Wiley, p. 15, ISBN 978-0-470-51930-1.

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