Se utilizan tres teorías para describir la naturaleza del enlace en los complejos metálicos:

Teoría de orbitales moleculares.En 1916 G. N. Lewis, postuló que el enlace entre dos átomos A y B puede surgir por la compartición de un par de electrones, en que cada átomo puede aportar uno de los electrones del enlace.

Sin embargo, en la molécula de amoniaco:

:NH3
el átomo de nitrógeno posee un par de electrones libre que puede utilizar para enlazarse con otro átomo, ion o molécula. El enlace formado se conoce como Enlace Covalente Coordinado.
Ag + :NH₃ à [Ag:NH₃] + :NH₃ à [H₃N:Ag:NH₃]
Reacciones de ácidos-bases de Lewis.

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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO

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Note que la energía de los orbitales en el nivel 4 es:

4s < 4p < 4d < 4f;
sin embargo,4s < 3d y 6s < 4f
La energía de los orbitales se ve influenciada por la carga nuclear del átomo y por la naturaleza y número de los otros electrones en el átomo. De esta manera los orbitales 3d del potasio tienen mayor energía que el 4s, para el escandio tienen energía comparable; mientras que para el cinc el orbital 4s es de mayor energía que el 3d.

Los electrones se acomodan en los orbitales de acuerdo a la REGLA DE HUND. Dos factores controlan la energía de un orbital para la mayoría de los átomos: el tamaño y la forma del orbital, según se muestra en la siguiente figura:

Diagrama empleado para determinar el llenado de los orbitales
1s < 2s < 2p < 3s < 3p <4s < 3d <4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p < 8s ... Formas de los Orbitales

Modelo de Werner