Como saber numero de coordenação de um elemento???

 Número de coordenação é o numero de lingantes que se pode ter coordenados a estrutura central ( podendo ser átomo, molécula etc. Geralmente é um átomo ou um cátion metálico.) Por exemplo, [Co(NH3)6]3+ tem numero de coordenação 6, pois 6 ligantes conseguem se coordenar com o Co, formando uma estrutura octaédrica ou se houver isomeria conformacional, outras geometrias.

 Uma maneira de analisar a capacidade de coordenação dos metais de transição é analisando a distribuiçao eletrônica dos orbitais. O Co 3+  será a configuração ,  isso mostra que ele pode ter 36 elétrons em se orbital de valência, e a partir de hibridização ocorre o rearranjo dos orbitais para acoplar esses 6 pares de elétrons, a hibridização será d2sp3 (octaédrica ) entre os orbitais 3d, 4s e 4p (Co+3 é diamagnético, foi levado isso em consideração na hibridização. Pela TOM daria pra saber essa propriedade ) . Teoricamente o Co poderia hibridizar para receber até mais ligantes de amônia ( se hibridizasse o orbital 4d e 4f) fazendo as considerações energéticas pro orbital 5n e 6n, mas eu nunca vi uma hibridização passar de octaédrica. ( Eu realmente não sei hahaha). Finalmente, o numero de coordenação do Co 3+ é 6. 

Caso esteja falando de estrutura cristalina ( mesma composição como Au, Ag, Be etc. Uma rede cristalina) , numero de coordenação é o número de átomos vizinhos mais próximos. (Ex: Cúbica simples é 6 , cúbica de corpo centrada é 8 e cúbica de face centrada é 12 ) 

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.