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Articulo de referencia

complejo de coordinación

El cisplatino , PtCl₂ ( NH₃ ) ₂ , es un complejo de coordinación de platino(II) con dos ligandos de cloruro y dos de amonio . Es uno de los fármacos anticancerígenos más exitoso...

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El cisplatino , PtCl₂ ( NH₃ ) ₂ , es un complejo de coordinación de platino(II) con dos ligandos de cloruro y dos de amonio . Es uno de los fármacos anticancerígenos más exitosos. (Cl=verde, Pt=azul oscuro, N=azul, H=blanco)

Un complejo de coordinación es un compuesto químico que consta de un átomo o ion central , generalmente metálico y denominado centro de coordinación , y un conjunto circundante de moléculas o iones unidos , conocidos como ligandos o agentes complejantes. [ 1 ] [ 2 ] [ 3 ] Muchos compuestos que contienen metales , especialmente aquellos que incluyen metales de transición (elementos como el titanio que pertenecen al bloque d de la tabla periódica ), son complejos de coordinación. [ 4 ]

El átomo o ion central se une a un número fijo de átomos donadores, un valor conocido como número de coordinación ; los números de coordinación más comunes son 2, 4 y 6. La geometría del complejo, como octaédrica , tetraédrica o plano-cuadrada, depende del número de coordinación, el tamaño y la carga del ion metálico y la naturaleza de los ligandos. Muchos complejos de coordinación presentan isomería , incluyendo isomería cis-trans e isomería óptica .

El estudio sistemático de los compuestos de coordinación comenzó a finales del siglo XIX con la obra de Christian Wilhelm Blomstrand y Sophus Mads Jørgensen , y fue establecido definitivamente por Alfred Werner , cuya teoría de la geometría de coordinación de 1893 le valió el Premio Nobel de Química en 1913.

La estructura electrónica de los complejos de coordinación, descrita por la teoría del campo cristalino y la teoría del campo de ligandos , determina sus propiedades características, incluyendo sus colores a menudo intensos, su comportamiento magnético y su reactividad . Los colores de los complejos de metales de transición se originan a partir de transiciones electrónicas entre orbitales d o de procesos de transferencia de carga.

Coordination compounds are found throughout nature and industry. In bioinorganic chemistry, metal complexes play essential structural and catalytic roles; examples include the heme group in hemoglobin, chlorophyll, and vitamin B₁₂. Industrially, coordination compounds are central to homogeneous catalysis, hydrometallurgy, and the synthesis of pigments and polymers. The stability of a complex in solution is quantified by its stability constant.

Nomenclature and terminology

Coordination complexes are so pervasive that their structures and reactions are described in many ways, sometimes confusingly. The atom within a ligand that is bonded to the central metal atom or ion is called the donor atom. In a typical complex, a metal ion is bonded to several donor atoms, which can be the same or different. A polydentate (multiple bonded) ligand is a molecule or ion that bonds to the central atom through several of the ligand's atoms; ligands with 2, 3, 4 or even 6 bonds to the central atom are common. These complexes are called chelate complexes; the formation of such complexes is called chelation, complexation, and coordination.

The central atom or ion, together with all ligands, comprise the coordination sphere.[5][6] The central atoms or ion and the donor atoms comprise the first coordination sphere.

Coordination refers to the "coordinate covalent bonds" (dipolar bonds) between the ligands and the central atom. Originally, a complex implied a reversible association of molecules, atoms, or ions through such weak chemical bonds. As applied to coordination chemistry, this meaning has evolved. Some metal complexes are formed virtually irreversibly and many are bound together by bonds that are quite strong.[7][8]

The number of donor atoms attached to the central atom or ion is called the coordination number. The most common coordination numbers are 2, 4, and especially 6. A hydrated ion is one kind of a complex ion (or simply a complex), a species formed between a central metal ion and one or more surrounding ligands, molecules or ions that contain at least one lone pair of electrons.

Si todos los ligandos son monodentados , entonces el número de átomos donadores es igual al número de ligandos. Por ejemplo, el ion hexahidratado de cobalto(II) o el ion hexaaquacobalto(II)  [Co(H₂O ) ₆ ] ²⁺ es un ion complejo hidratado que consta de seis moléculas de agua unidas a un ion metálico  Co. El estado de oxidación y el número de coordinación reflejan el número de enlaces formados entre el ion metálico y los ligandos en el ion complejo. Sin embargo, el número de coordinación de  Pt( en )2+ 2es 4 (en lugar de 2) ya que tiene dos ligandos bidentados, que contienen cuatro átomos donadores en total.

Cualquier átomo donador cede un par de electrones. Algunos átomos o grupos donadores pueden ofrecer más de un par de electrones. Estos se denominan bidentados (ofrecen dos pares de electrones) o polidentados (ofrecen más de dos pares de electrones). En algunos casos, un átomo o grupo cede un par de electrones a dos átomos metálicos centrales, similares o diferentes, o aceptores, mediante la división del par de electrones, formando un enlace de tres centros y dos electrones . Estos se denominan ligandos puente.

Historia

Alfred Werner

Los complejos de coordinación se conocen desde los inicios de la química moderna. Entre los primeros complejos de coordinación bien conocidos se encuentran colorantes como el azul de Prusia . Sus propiedades se comprendieron mejor a finales del siglo XIX, tras el trabajo de Christian Wilhelm Blomstrand en 1869. Blomstrand desarrolló lo que se conoce como la teoría de la cadena de iones complejos. Al considerar los complejos de aminas metálicas, teorizó que las moléculas de amoníaco compensaban la carga del ion formando cadenas del tipo [(NH₃ ) ₂X ] ₂⁺ , donde X es el número de coordinación del ion metálico. Comparó sus cadenas teóricas de amoníaco con hidrocarburos de la forma ( CH₂ ) ₂X . [ 9 ]

Siguiendo esta teoría, el científico danés Sophus Mads Jørgensen la mejoró. En su versión, Jørgensen sostenía que, cuando una molécula se disocia en una solución, existen dos posibles resultados: los iones se unirían mediante las cadenas de amoníaco descritas por Blomstrand o se unirían directamente al metal.

No fue hasta 1893 que Alfred Werner publicó la versión más ampliamente aceptada de la teoría en la actualidad . El trabajo de Werner incluyó dos cambios importantes a la teoría de Blomstrand. El primero fue que Werner describió las dos posibilidades en términos de ubicación en la esfera de coordinación. Afirmó que si los iones formaran una cadena, esto ocurriría fuera de la esfera de coordinación, mientras que los iones que se unieran directamente al metal lo harían dentro de la esfera de coordinación. [ 10 ] Werner también refutó la mayor parte de la teoría de la cadena. Werner descubrió las disposiciones espaciales de los ligandos que estaban involucrados en la formación del complejo de cobalto hexacoordinado. Su teoría explicó la diferencia entre un ligando coordinado y un ion equilibrador de carga en un compuesto, por ejemplo, el ion cloruro en los cloruros de cobaltamina, y dio cuenta de muchos isómeros previamente inexplicables.

En 1911, Werner resolvió por primera vez el complejo de coordinación de cobalto/amoniaco hexol en isómeros ópticos , derrocando la teoría de que solo los compuestos de carbono podían poseer quiralidad . [ 11 ]

Estructuras

Estructura del hexol

Los iones o moléculas que rodean al átomo central se denominan ligandos . Los ligandos se clasifican como L o X (o una combinación de ambos), según la cantidad de electrones que aportan para el enlace entre el ligando y el átomo central. Los ligandos L aportan dos electrones de un par de electrones no enlazantes , lo que da lugar a un enlace covalente coordinado . Los ligandos X aportan un electrón, mientras que el átomo central aporta el otro, formando así un enlace covalente regular . Se dice que los ligandos están coordinados al átomo. En el caso de los alquenos , los enlaces pi pueden coordinarse con átomos metálicos . Un ejemplo es el etileno en el complejo [ PtCl₃ (C₂H₄ ) ] ⁻ ( sal de Zeise ) .

Geometría

En química de coordinación, una estructura se describe inicialmente por su número de coordinación , que es el número de ligandos unidos al metal (más específicamente, el número de átomos donadores). Generalmente se pueden contar los ligandos unidos, pero a veces incluso este conteo puede resultar ambiguo. Los números de coordinación suelen estar entre dos y nueve, pero no es raro encontrar un gran número de ligandos en los lantánidos y actínidos. El número de enlaces depende del tamaño, la carga y la configuración electrónica del ion metálico y de los ligandos. Los iones metálicos pueden tener más de un número de coordinación.

Typically the chemistry of transition metal complexes is dominated by interactions between s and p molecular orbitals of the donor-atoms in the ligands and the d orbitals of the metal ions. The s, p, and d orbitals of the metal can accommodate 18 electrons (see 18-Electron rule). The maximum coordination number for a certain metal is thus related to the electronic configuration of the metal ion (to be more specific, the number of empty orbitals) and to the ratio of the size of the ligands and the metal ion. Large metals and small ligands lead to high coordination numbers, e.g. [Mo(CN)8]4−. Small metals with large ligands lead to low coordination numbers, e.g. Pt[P(CMe3)]2. Due to their large size, lanthanides, actinides, and early transition metals tend to have high coordination numbers.

Most structures follow the points-on-a-sphere pattern (or, as if the central atom were in the middle of a polyhedron where the corners of that shape are the locations of the ligands), where orbital overlap (between ligand and metal orbitals) and ligand-ligand repulsions tend to lead to certain regular geometries. The most observed geometries are listed below, but there are many cases that deviate from a regular geometry, e.g. due to the use of ligands of diverse types (which results in irregular bond lengths; the coordination atoms do not follow a points-on-a-sphere pattern), due to the size of ligands, or due to electronic effects (see, e.g., Jahn–Teller distortion):

The idealized descriptions of 5-, 7-, 8-, and 9- coordination are often indistinct geometrically from alternative structures with slightly differing L-M-L (ligand-metal-ligand) angles, e.g. the difference between square pyramidal and trigonal bipyramidal structures.[12]

Para distinguir entre las coordinaciones alternativas de los complejos pentacoordinados, Addison et al. [ 16 ] inventaron el índice geométrico τ. Este índice depende de los ángulos del centro de coordinación y varía de 0 para las estructuras piramidales cuadradas a 1 para las bipiramidales trigonales, lo que permite clasificar los casos intermedios. Este sistema fue extendido posteriormente a los complejos tetracoordinados por Houser et al. [ 17 ] y también por Okuniewski et al. [ 18 ].

En sistemas con bajo recuento de electrones d , debido a efectos electrónicos especiales como la estabilización de Jahn-Teller (de segundo orden), [ 19 ] ciertas geometrías (en las que los átomos de coordinación no siguen un patrón de puntos en una esfera) se estabilizan en relación con las otras posibilidades, por ejemplo, para algunos compuestos la geometría prismática trigonal se estabiliza en relación con las estructuras octaédricas para la coordinación seis.

Estereoquímica

En los complejos de coordinación existen muchos tipos de isomería . [ 20 ] Al igual que en la química orgánica , los isómeros son de dos tipos: diastereómeros (también llamados diasteroisómeros) y enantiómeros. Los enantiómeros son imágenes especulares no superponibles. Los diastereómeros son todos los demás tipos de isómeros.

Isomería cis-trans e isomería facial-meridional

La isomería cis-trans se presenta en complejos octaédricos y plano-cuadrados (pero no en tetraédricos). Cuando dos ligandos son adyacentes, se denominan cis ; cuando son opuestos, trans . Cuando tres ligandos idénticos ocupan una cara de un octaedro, el isómero se denomina facial o fac . En un isómero fac , dos ligandos idénticos cualesquiera son adyacentes o cis entre sí. Si estos tres ligandos y el ion metálico se encuentran en un mismo plano, el isómero se denomina meridional o mer . Un isómero mer puede considerarse una combinación de un trans y un cis , ya que contiene pares de ligandos idénticos tanto trans como cis.

Optical isomerism

Optical isomerism occurs when a complex is not superimposable with its mirror image. It is so called because the two isomers are each optically active, that is, they rotate the plane of polarized light in opposite directions. In the first molecule shown, the symbol Λ (lambda) is used as a prefix to describe the left-handed propeller twist formed by three bidentate ligands. The second molecule is the mirror image of the first, with the symbol Δ (delta) as a prefix for the right-handed propeller twist. The third and fourth molecules are a similar pair of Λ and Δ isomers, in this case with two bidentate ligands and two identical monodentate ligands.[21]

Other kinds of isomerism

Structural isomerism occurs when the bonds are themselves different. Four types of structural isomerism are recognized: ionisation isomerism, solvate or hydrate isomerism, linkage isomerism and coordination isomerism.

  1. Ionisation isomerism – the isomers give different ions in solution although they have the same composition. This type of isomerism occurs when the counter ion of the complex is also a potential ligand. For example, pentaamminebromocobalt(III) sulphate [Co(NH3)5Br]SO4 is red violet and in solution gives a precipitate with barium chloride, confirming the presence of sulphate ion, while pentaamminesulphatecobalt(III) bromide [Co(NH3)5SO4]Br is red and tests negative for sulphate ion in solution, but instead gives a precipitate of AgBr with silver nitrate.[22]
  2. Solvate or hydrate isomerism – the isomers have the same composition but differ with respect to the number of molecules of solvent that serve as ligand vs simply occupying sites in the crystal. Examples: [Cr(H2O)6]Cl3 is violet colored, [CrCl(H2O)5]Cl2·H2O is blue-green, and [CrCl2(H2O)4]Cl·2H2O is dark green. See water of crystallization.[22]
  3. Linkage isomerism occurs with ligands with more than one possible donor atom, known as ambidentate ligands.[23] For example, nitrite can coordinate through O or N.[24] One pair of nitrite linkage isomers have structures (NH3)5CoNO2+2 (nitro isomer) and (NH3)5CoONO2+ (nitrito isomer).[23]
  4. Coordination isomerism occurs when both positive and negative ions of a salt are complex ions and the two isomers differ in the distribution of ligands between the cation and the anion. For example, [Co(NH3)6][Cr(CN)6] and [Cr(NH3)6][Co(CN)6].[22]

Electronic properties

Many of the properties of transition metal complexes are dictated by their electronic structures. The electronic structure can be described by a relatively ionic model that ascribes formal charges to the metals and ligands. This approach is the essence of crystal field theory (CFT). Crystal field theory, introduced by Hans Bethe in 1929, gives a quantum mechanically based attempt at understanding complexes. But crystal field theory treats all interactions in a complex as ionic and assumes that the ligands can be approximated by negative point charges.

More sophisticated models embrace covalency, and this approach is described by ligand field theory (LFT) and molecular orbital theory (MO). Ligand field theory, introduced in 1935 and built from molecular orbital theory, can handle a broader range of complexes and can explain complexes in which the interactions are covalent. The chemical applications of group theory can aid in the understanding of crystal or ligand field theory, by allowing simple, symmetry based solutions to the formal equations.

Chemists tend to employ the simplest model required to predict the properties of interest; for this reason, CFT has been a favorite for the discussions when possible. MO and LF theories are more complicated, but provide a more realistic perspective.

The electronic configuration of the complexes gives them some important properties:

Synthesis of copper(II)-tetraphenylporphyrin, a metal complex, from tetraphenylporphyrin and copper(II) acetate monohydrate

Color of transition metal complexes

Transition metal complexes often have spectacular colors caused by electronic transitions by the absorption of light. For this reason they are often applied as pigments. Most transitions that are related to colored metal complexes are either d–d transitions or charge transfer bands. In a d–d transition, an electron in a d orbital on the metal is excited by a photon to another d orbital of higher energy, therefore d–d transitions occur only for partially-filled d-orbital complexes (d1–9). For complexes having d0 or d10 configuration, charge transfer is still possible even though d–d transitions are not. A charge transfer band entails promotion of an electron from a metal-based orbital into an empty ligand-based orbital (metal-to-ligand charge transfer or MLCT). The converse also occurs: excitation of an electron in a ligand-based orbital into an empty metal-based orbital (ligand-to-metal charge transfer or LMCT). These phenomena can be observed with the aid of electronic spectroscopy; also known as UV-Vis.[25] For simple compounds with high symmetry, the d–d transitions can be assigned using Tanabe–Sugano diagrams. These assignments are gaining increased support with computational chemistry.

Colores de los complejos de lantánidos

Superficialmente, los complejos de lantánidos son similares a los de los metales de transición en el sentido de que algunos son coloreados. Sin embargo, para los iones Ln³⁺ comunes ( Ln = lantánido), los colores son pálidos y apenas se ven influenciados por la naturaleza del ligando. Los colores se deben a transiciones de electrones 4f. Como los orbitales 4f en los lantánidos están "enterrados" en el núcleo de xenón y protegidos del ligando por los orbitales 5s y 5p, por lo tanto, no se ven influenciados por los ligandos en gran medida, lo que da lugar a una división del campo cristalino mucho menor que en los metales de transición. El espectro de absorción de un ion Ln³⁺ se aproxima al del ion libre, donde los estados electrónicos se describen mediante el acoplamiento espín-órbita . Esto contrasta con los metales de transición, donde el estado fundamental se divide por el campo cristalino. Las absorciones para Ln 3+ son débiles ya que las transiciones de dipolo eléctrico están prohibidas por paridad ( prohibidas por Laporte ), pero pueden ganar intensidad debido al efecto de un campo de ligando de baja simetría o a la mezcla con estados electrónicos superiores ( por ejemplo , orbitales d). Las bandas de absorción ff son extremadamente nítidas, lo que contrasta con las observadas para los metales de transición, que generalmente tienen bandas anchas. [ 26 ] [ 27 ] Esto puede dar lugar a efectos extremadamente inusuales, como cambios de color significativos bajo diferentes tipos de iluminación.

Magnetismo

Los complejos metálicos que tienen electrones desapareados son paramagnéticos . Esto puede deberse a un número impar de electrones en total o a un apareamiento electrónico incompleto. Así, las especies monoméricas de Ti(III) tienen un "electrón d" y deben ser (para)magnéticas , independientemente de la geometría o la naturaleza de los ligandos. El Ti(II), con dos electrones d, forma algunos complejos que tienen dos electrones desapareados y otros que no tienen ninguno. Este efecto se ilustra con los compuestos TiX 2 [(CH 3 ) 2 PCH 2 CH 2 P(CH 3 ) 2 ] 2 : cuando X  = Cl , el complejo es paramagnético ( configuración de alto espín ), mientras que cuando X = CH 3 , es diamagnético ( configuración de bajo espín ). Los ligandos proporcionan un medio importante para ajustar las propiedades del estado fundamental .   

En los complejos bimetálicos y polimetálicos, donde los centros individuales tienen un número impar de electrones o presentan un alto espín, la situación es más compleja. Si existe interacción (directa o a través de ligandos) entre los dos (o más) centros metálicos, los electrones pueden acoplarse ( acoplamiento antiferromagnético , dando lugar a un compuesto diamagnético) o potenciarse mutuamente ( acoplamiento ferromagnético ). Cuando no hay interacción, los dos (o más) centros metálicos individuales se comportan como si pertenecieran a dos moléculas separadas.

Reactividad

Los complejos muestran una variedad de posibles reactividades: [ 28 ]

  • Transferencias de electrones
    La transferencia de electrones (TE) entre iones metálicos puede ocurrir a través de dos mecanismos distintos: transferencias de electrones de esfera interna y externa . En una reacción de esfera interna, un ligando puente sirve como conducto para la TE.
  • Intercambio de ligandos (degenerados)
    Un indicador importante de reactividad es la velocidad de intercambio degenerado de ligandos. Por ejemplo, la velocidad de intercambio de agua coordinada en complejos [M(H₂O ) ₆ ] n⁺ varía en más de 20 órdenes de magnitud. Los complejos donde los ligandos se liberan y se recombinan rápidamente se clasifican como lábiles. Estos complejos lábiles pueden ser termodinámicamente bastante estables. Los complejos metálicos lábiles típicos tienen carga baja (Na⁺ ) , electrones en orbitales d que son antienlazantes con respecto a los ligandos (Zn²⁺ ) , o carecen de covalencia (Ln³⁺ , donde Ln es cualquier lantánido). La labilidad de un complejo metálico también depende de las configuraciones de alto espín frente a bajo espín cuando esto es posible. Así, el Fe(II) y el Co(III) de alto espín forman complejos lábiles, mientras que los análogos de bajo espín son inertes. El Cr(III) solo puede existir en el estado de bajo espín (cuarteto), que es inerte debido a su alto estado de oxidación formal, la ausencia de electrones en orbitales que son anti-enlazantes M–L, más cierta "estabilización del campo de ligando" asociada con la configuración d 3 .
  • Procesos asociativos
    Los complejos con orbitales vacíos o semillenos suelen reaccionar con sustratos. La mayoría de los sustratos tienen un estado fundamental singlete; es decir, poseen pares de electrones no enlazantes (por ejemplo, agua, aminas, éteres), por lo que necesitan un orbital vacío para reaccionar con un centro metálico. Algunos sustratos (por ejemplo, el oxígeno molecular) tienen un estado fundamental triplete , lo que provoca que los metales con orbitales semillenos tiendan a reaccionar con dichos sustratos (la molécula de dioxígeno también posee pares de electrones no enlazantes, por lo que además puede reaccionar como base de Lewis).

Si se eligen cuidadosamente los ligandos que rodean al metal, este puede ayudar en transformaciones ( estequiométricas o catalíticas ) de moléculas o utilizarse como sensor.

Clasificación

Los complejos metálicos, también conocidos como compuestos de coordinación, incluyen prácticamente todos los compuestos metálicos. [ 29 ] El estudio de la "química de coordinación" es el estudio de la "química inorgánica" de todos los metales alcalinos y alcalinotérreos , metales de transición , lantánidos , actínidos y metaloides . Por lo tanto, la química de coordinación es la química de la mayoría de los elementos de la tabla periódica. Los metales y los iones metálicos existen, al menos en las fases condensadas, únicamente rodeados de ligandos.

En términos generales, las áreas de la química de coordinación pueden clasificarse según la naturaleza de los ligandos:

  • Clásicos (o " complejos de Werner "): Los ligandos en la química de coordinación clásica se unen a los metales, casi exclusivamente, a través de sus pares de electrones no enlazantes que residen en los átomos del grupo principal del ligando. Los ligandos típicos son H₂O , NH₃ , Cl⁻ , CN⁻ , en . Algunos de los miembros más simples de tales complejos se describen en complejos de aquo metálico , complejos de amina metálica ,
Ejemplos: [Co( EDTA )] − , [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ , [Fe(C 2 O 4 ) 3 ] 3-
  • Química organometálica : Los ligandos son orgánicos (alquenos, alquinos, alquilos), así como ligandos "de tipo orgánico" como fosfinas, hidruros y CO.
Ejemplo: (C 5 H 5 )Fe(CO) 2 CH 3
Ejemplo: la hemoglobina contiene hemo , un complejo de porfirina de hierro.
Ejemplo: la clorofila contiene un complejo de porfirina de magnesio.
Muchos ligandos naturales son "clásicos", especialmente el agua.
  • Química de clústeres : Los ligandos incluyen todos los mencionados anteriormente, así como otros iones o átomos metálicos.
Ejemplo Ru 3 (CO) 12
  • En algunos casos se combinan diferentes campos:
Ejemplo: [Fe 4 S 4 (Scysteinyl) 4 ] 2− , en el que un clúster está incrustado en una especie biológicamente activa.

La mineralogía , la ciencia de los materiales y la química del estado sólido  —en lo que respecta a los iones metálicos—  son subdisciplinas de la química de coordinación, dado que los metales están rodeados de ligandos. En muchos casos, estos ligandos son óxidos o sulfuros, pero los metales están coordinados de todos modos, y se aplican los principios y directrices que se describen a continuación. En los hidratos , al menos algunos de los ligandos son moléculas de agua. Es cierto que el enfoque de la mineralogía, la ciencia de los materiales y la química del estado sólido difiere del enfoque habitual de la química de coordinación o inorgánica. Las primeras se ocupan principalmente de las estructuras poliméricas y de las propiedades derivadas de los efectos colectivos de muchos metales altamente interconectados. En cambio, la química de coordinación se centra en la reactividad y las propiedades de los complejos que contienen átomos metálicos individuales o pequeños conjuntos de átomos metálicos.

Nomenclatura de complejos de coordinación

El procedimiento básico para nombrar un complejo es:

  1. Al nombrar un ion complejo, los ligandos se nombran antes que el ion metálico.
  2. Los nombres de los ligandos se presentan en orden alfabético. Los prefijos numéricos no afectan al orden.
    • Los ligandos monodentados que aparecen varias veces reciben un prefijo según el número de apariciones: di- , tri- , tetra- , penta- o hexa- .
    • Los ligandos polidentados que aparecen en múltiples ocasiones (por ejemplo, etilendiamina, oxalato) reciben bis- , tris- , tetrakis- , etc.
    • Los aniones terminan en -o . Esto reemplaza la -e final cuando el anión termina en -uro, -ato o -ito, por ejemplo, cloruro se convierte en cloruro y sulfato en sulfato . Anteriormente, -uro se cambiaba por -o (por ejemplo, cloro y ciano ), pero esta regla se modificó en las recomendaciones de la IUPAC de 2005 y las formas correctas para estos ligandos son ahora cloruro y cianuro . [ 30 ]
    • Los ligandos neutros reciben su nombre habitual, con algunas excepciones: NH 3 se convierte en amina ; H 2 O se convierte en aqua o aquo ; CO se convierte en carbonilo ; NO se convierte en nitrosilo .
  3. Escriba el nombre del átomo/ión central. Si el complejo es un anión, el nombre del átomo central terminará en -ato y se utilizará su nombre en latín si está disponible (excepto en el caso del mercurio).
  4. Se debe especificar el estado de oxidación del átomo central (cuando sea uno de varios posibles, o cero), y debe escribirse como un número romano (o 0) entre paréntesis.
  5. El nombre del catión debe ir precedido del nombre del anión. (si corresponde, como en el último ejemplo)

Ejemplos:

[Cd(CN) 2 (en) 2 ] → dicianidobis(etilendiamina)cadmio(II)
[CoCl(NH₃ ) ₅ ] SO₄ → sulfato de pentaaminocloruro de cobalto(III)
[Cu(H 2 O) 6 ] 2+ → ion hexaacuacobre(II)
[CuCl 5 NH 3 ] 3− → ion amminopentacloridocuprato(II)
K 4 [Fe(CN) 6 ] → hexacianidoferrato(II) de potasio
[NiCl 4 ] 2− → ion tetracloridoniquelato(II) (El uso de cloro- se eliminó de la convención de nomenclatura de la IUPAC) [ 30 ]

El número de coordinación de los ligandos unidos a más de un metal (ligandos puente) se indica mediante un subíndice del símbolo griego μ colocado antes del nombre del ligando. Así, el dímero de tricloruro de aluminio se describe como Al₂Cl₄ ( μ₂ - Cl ) ₂ .

Cualquier grupo aniónico puede estabilizarse electrónicamente mediante cualquier catión. Un complejo aniónico puede estabilizarse mediante un catión hidrógeno, convirtiéndose en un complejo ácido que puede disociarse para liberar el hidrógeno catiónico. Este tipo de compuesto complejo se nombra añadiendo "ico" después del metal central. Por ejemplo, H₂ [ Pt(CN) ₄ ] se denomina ácido tetracianoplatínico (II).

Constante de estabilidad

La afinidad de los iones metálicos por los ligandos se describe mediante una constante de estabilidad, también llamada constante de formación, y se representa con el símbolo K f . Es la constante de equilibrio para su ensamblaje a partir del metal constituyente y los ligandos, y puede calcularse en consecuencia, como en el siguiente ejemplo para un caso sencillo:

xM (aq) + yL (aq) ⇌ zZ (aq)
KF=[Z]z[METRO]incógnita[L]y{\displaystyle K_{f}={\frac {[{\text{Z}}]^{z}}{[{\text{M}}]^{x}[{\text{L}}]^{y}}}}

donde  x, y y z son los coeficientes estequiométricos de cada especie. M representa metal/ión metálico, L bases de Lewis y Z iones complejos. Las constantes de formación varían ampliamente. Valores elevados indican que el metal tiene alta afinidad por el ligando, siempre que el sistema esté en equilibrio. [ 31 ]

En ocasiones, la constante de estabilidad se presenta en una forma diferente, conocida como constante de inestabilidad. Esta constante se expresa como la inversa de la constante de formación y se denota como K d = 1/K f . [ 32 ] Esta constante representa la reacción inversa para la descomposición de un ion complejo en sus componentes individuales de metal y ligando. Al comparar los valores de K d , cuanto mayor sea el valor, más inestable será el ion complejo.

Como resultado de la formación de estos iones complejos en las soluciones, también pueden desempeñar un papel clave en la solubilidad de otros compuestos. Cuando se forma un ion complejo, puede alterar las concentraciones de sus componentes en la solución. Por ejemplo:

Agricultura+ (ac)+ 2  NH 3 ⇌ Ag(NH 3 )+ 2
AgCl (s) + H 2 O (l) ⇌ Ag+ (ac)+ Cl− (ac)

Si ambas reacciones ocurrieran en el mismo recipiente de reacción, la solubilidad del cloruro de plata aumentaría debido a la presencia de NH₄OH, ya que la formación del complejo diaminoargentum(I) consume una porción significativa de los iones de plata libres de la disolución. Según el principio de Le Chatelier , esto provoca que el equilibrio de la disolución del cloruro de plata, que produce iones de plata como producto, se desplace hacia la derecha.

Esta nueva solubilidad se puede calcular a partir de los valores de K f y K sp para las reacciones originales. La solubilidad se obtiene esencialmente combinando los dos equilibrios separados en una reacción de equilibrio combinada, y esta reacción combinada es la que determina la nueva solubilidad. Por lo tanto, K c , la nueva constante de solubilidad, se denota por:

Kdo=KspagKF{\displaystyle K_{c}=K_{sp}K_{f}}

Aplicación de compuestos de coordinación

Dado que los metales solo existen en solución como complejos de coordinación, se deduce que esta clase de compuestos resulta útil de muchas maneras diferentes.

Química bioinorgánica

En química bioinorgánica y bioorganometálica , los complejos de coordinación cumplen funciones estructurales o catalíticas. Se estima que el 30 % de las proteínas contienen iones metálicos. Algunos ejemplos son la vitamina B12 , de intenso color , el grupo hemo de la hemoglobina , los citocromos , el grupo clorina de la clorofila y la carboxipeptidasa , una enzima hidrolítica importante en la digestión. Otra enzima con iones complejos es la catalasa , que descompone el peróxido de hidrógeno, un residuo celular . Los compuestos de coordinación sintéticos también se utilizan para unirse a proteínas y, especialmente, a ácidos nucleicos (por ejemplo, el fármaco anticancerígeno cisplatino ).

Industria

La catálisis homogénea es una aplicación fundamental de los compuestos de coordinación para la producción de sustancias orgánicas. Entre los procesos se incluyen la hidrogenación , la hidroformilación y la oxidación . Por ejemplo, la combinación de tricloruro de titanio y trietilaluminio da lugar a los catalizadores Ziegler-Natta , utilizados para la polimerización de etileno y propileno, que producen polímeros de gran importancia comercial como fibras, películas y plásticos.

El níquel, el cobalto y el cobre se pueden extraer mediante procesos hidrometalúrgicos que involucran iones complejos. Se extraen de sus minerales como complejos de amina . Los metales también se pueden separar mediante la precipitación selectiva y la solubilidad de iones complejos. El cianuro se utiliza principalmente para la extracción de oro y plata de sus minerales.

Los complejos de ftalocianina son una clase importante de pigmentos.

Análisis

En el pasado, los compuestos de coordinación se utilizaban para identificar la presencia de metales en una muestra. El análisis inorgánico cualitativo ha sido reemplazado en gran medida por métodos de análisis instrumentales como la espectroscopia de absorción atómica (AAS), la espectroscopia de emisión atómica de plasma acoplado inductivamente (ICP-AES) y la espectrometría de masas de plasma acoplado inductivamente (ICP-MS).

Véase también

Referencias

  1. ↑Lawrance, Geoffrey A. (2010). Introduction to Coordination Chemistry. Wiley. doi:10.1002/9780470687123. ISBN 9780470687123.
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Lecturas adicionales

  • De Vito, D.; Weber, J.; Merbach, AE. “Perfiles calculados de volumen y energía para el intercambio de agua en hexaaquaiones de rodio(III) e iridio(III): evidencia concluyente de un mecanismo I a ”. Química Inorgánica, 2004, volumen 43, páginas 858–863. doi : 10.1021/ic035096n
  • Zumdahl, Steven S. Principios de química, quinta edición. Nueva York: Houghton Mifflin, 2005. 943–946, 957. OCLC 77760970 
  • Harris, D., Bertolucci, M., Simetría y espectroscopia . 1989 Nueva York, Dover Publications
  • Nomenclatura de compuestos de coordinación
  • Colores complejos de metales de transición
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