Complejo de coordinación - Coordination complex

El cisplatino , PtCl 2 (NH 3 ) 2 , es un complejo de coordinación de platino (II) con dos ligandos de cloruro y dos de amoníaco . Es uno de los medicamentos contra el cáncer de mayor éxito.

Un complejo de coordinación consta de un átomo o ión central , que generalmente es metálico y se denomina centro de coordinación , y una matriz circundante de moléculas o iones unidos , que a su vez se conocen como ligandos o agentes complejantes. Muchos compuestos que contienen metales , especialmente los de metales de transición (elementos de bloque d), son complejos de coordinación.

Nomenclatura y terminología

Los complejos de coordinación son tan omnipresentes que sus estructuras y reacciones se describen de muchas formas, a veces de manera confusa. El átomo dentro de un ligando que está unido al ión o átomo metálico central se llama átomo donante . En un complejo típico, un ión metálico se une a varios átomos donantes, que pueden ser iguales o diferentes. Un ligando polidentado (con enlaces múltiples) es una molécula o ión que se une al átomo central a través de varios de los átomos del ligando; son comunes los ligandos con 2, 3, 4 o incluso 6 enlaces al átomo central. Estos complejos se denominan complejos de quelatos ; la formación de tales complejos se llama quelación, complejación y coordinación.

El átomo o ión central, junto con todos los ligandos, comprenden la esfera de coordinación . Los átomos o iones centrales y los átomos donantes constituyen la primera esfera de coordinación.

La coordinación se refiere a los "enlaces covalentes coordinados" ( enlaces dipolares ) entre los ligandos y el átomo central. Originalmente, un complejo implicaba una asociación reversible de moléculas , átomos o iones a través de enlaces químicos tan débiles . Aplicado a la química de la coordinación, este significado ha evolucionado. Algunos complejos metálicos se forman de forma prácticamente irreversible y muchos están unidos por enlaces bastante fuertes.

El número de átomos donantes unidos al átomo o ion central se llama número de coordinación . Los números de coordinación más comunes son 2, 4 y especialmente 6. Un ion hidratado es un tipo de ion complejo (o simplemente un complejo), una especie formada entre un ion metálico central y uno o más ligandos, moléculas o iones circundantes que contienen al menos un par solitario de electrones.

Si todos los ligandos son monodentados , entonces el número de átomos donantes es igual al número de ligandos. Por ejemplo, el ión cobalto (II) hexahidrato o el ión hexaaquacobalto (II) [Co (H 2 O) 6 ] 2+ es un ión complejo hidratado que consta de seis moléculas de agua unidas a un ión metálico Co. El estado de oxidación y el número de coordinación refleja 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+
2
es 4 (en lugar de 2) ya que tiene dos ligandos bidentados, que contienen cuatro átomos donantes en total.

Cualquier átomo donante dará un par de electrones. Hay algunos átomos o grupos donantes que pueden ofrecer más de un par de electrones. Se denominan bidentados (ofrece dos pares de electrones) o polidentados (ofrece más de dos pares de electrones). En algunos casos, un átomo o un grupo ofrece un par de electrones a dos átomos o aceptores metálicos centrales similares o diferentes —por división del par de electrones— en un enlace de dos electrones de tres centros . Estos se denominan ligandos puente.

Historia

Los complejos de coordinación se conocen desde el comienzo de la química moderna. Los primeros complejos de coordinación conocidos incluyen tintes como el azul de Prusia . Sus propiedades se entendieron bien por primera vez a fines del siglo XIX, siguiendo el trabajo de 1869 de Christian Wilhelm Blomstrand . Blomstrand desarrolló lo que se conoce como la teoría de la cadena de iones complejos. Al considerar los complejos de amina metálica, teorizó que las moléculas de amoníaco compensaban la carga del ion formando cadenas del tipo [(NH 3 ) X ] X + , donde X es el número de coordinación del ion metálico. Se comparó sus cadenas de amoníaco teóricas a hidrocarburos de la forma (CH 2 ) X .

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

No fue hasta 1893 que Alfred Werner publicó la versión más aceptada de la teoría en la actualidad . El trabajo de Werner incluyó dos cambios importantes en la teoría de Blomstrand. La primera 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 unían directamente al metal lo harían dentro de la esfera de coordinación. Sin embargo, en uno de sus descubrimientos más importantes, Werner refutó la mayoría de la teoría de la cadena. Werner descubrió las disposiciones espaciales de los ligandos que participaron en la formación del complejo cobalto hexacoordinado. Su teoría permite comprender la diferencia entre un ligando coordinado y un ion de equilibrio de carga en un compuesto, por ejemplo, el ion cloruro en los cloruros de cobaltamina y explicar muchos de los isómeros previamente inexplicables.

En 1911, Werner resolvió por primera vez el complejo de coordinación hexol en isómeros ópticos , derribando la teoría de que solo los compuestos de carbono podrían poseer quiralidad .

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 los mismos), dependiendo de cuántos electrones proporcionan para el enlace entre el ligando y el átomo central. Los ligandos L proporcionan dos electrones de un par de electrones solitarios , lo que da como resultado un enlace covalente coordinado . Los ligandos X proporcionan un electrón, y el átomo central proporciona el otro electrón, formando así un enlace covalente regular . Se dice que los ligandos están coordinados con el átomo. Para los alquenos , los enlaces pi pueden coordinarse con los átomos de metal. Un ejemplo es el etileno en el complejo [PtCl 3 (C 2 H 4 )] - .

Geometría

En química de coordinación, una estructura se describe primero por su número de coordinación , el número de ligandos unidos al metal (más específicamente, el número de átomos donantes). Por lo general, se pueden contar los ligandos adheridos, pero a veces incluso el recuento puede volverse ambiguo. Los números de coordinación están normalmente entre dos y nueve, pero no es raro que haya un gran número de ligandos para los lantánidos y actínidos. El número de enlaces depende del tamaño, la carga y la configuración electrónica del ion metálico y los ligandos. Los iones metálicos pueden tener más de un número de coordinación.

Normalmente, la química de los complejos de metales de transición está dominada por interacciones entre los orbitales moleculares syp de los átomos donantes en los ligandos y los orbitales d de los iones metálicos. Los orbitales s, pyd del metal pueden acomodar 18 electrones (ver la regla de los 18 electrones ). El número máximo de coordinación para un determinado metal está relacionado con la configuración electrónica del ión metálico (para ser más específicos, el número de orbitales vacíos) y con la relación entre el tamaño de los ligandos y el ión metálico. Los metales grandes y los ligandos pequeños dan lugar a números de coordinación elevados, por ejemplo, [Mo (CN) 8 ] 4− . Los metales pequeños con ligandos grandes dan lugar a números de coordinación bajos, por ejemplo, Pt [P (CMe 3 )] 2 . Debido a su gran tamaño, los lantánidos , actínidos y metales de transición tempranos tienden a tener números de coordinación elevados.

La mayoría de las estructuras siguen el patrón de puntos en una esfera (o, como si el átomo central estuviera en el medio de un poliedro donde las esquinas de esa forma son las ubicaciones de los ligandos), donde los orbitales se superponen (entre el ligando y los orbitales metálicos ) y las repulsiones ligando-ligando tienden a dar lugar a ciertas geometrías regulares. Las geometrías más observadas se enumeran a continuación, pero hay muchos casos que se desvían de una geometría regular, por ejemplo, debido al uso de ligandos de diversos tipos (lo que da como resultado longitudes de enlace irregulares; los átomos de coordinación no siguen un punto en un -patrón de esferas), debido al tamaño de los ligandos, o debido a efectos electrónicos (ver, por ejemplo, distorsión de Jahn-Teller ):

Las descripciones idealizadas de la coordinación 5, 7, 8 y 9 a menudo no se distinguen geométricamente de estructuras alternativas con ángulos LML (ligando-metal-ligando) ligeramente diferentes, por ejemplo, la diferencia entre estructuras piramidales cuadradas y bipiramidales trigonales.

En sistemas con bajo conteo de electrones d , debido a efectos electrónicos especiales como la estabilización de Jahn-Teller (de segundo orden) , 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 seis coordinación.

Isomería

La disposición de los ligandos es fija para un complejo dado, pero en algunos casos es mutable por una reacción que forma otro isómero estable .

Existen muchos tipos de isomería en los complejos de coordinación, al igual que en muchos otros compuestos.

Estereoisomería

La estereoisomería ocurre con los mismos enlaces en distintas orientaciones. La estereoisomería se puede clasificar además en:

Isomería cis-trans e isomería facial-meridional

La isomería cis-trans ocurre en complejos octaédricos y cuadrados planos (pero no tetraédricos). Cuando dos ligandos son adyacentes se dice que son cis , cuando se oponen entre sí, trans . Cuando tres ligandos idénticos ocupan una cara de un octaedro, se dice que el isómero es 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 están en un plano, se dice que el isómero es meridional o mer . Un isómero mer puede considerarse como una combinación de un trans y un cis , ya que contiene pares trans y cis de ligandos idénticos.

Isomería óptica

La isomería óptica ocurre cuando un complejo no se puede superponer con su imagen especular. Se llama así porque los dos isómeros son ópticamente activos , es decir, hacen girar el plano de la luz polarizada en direcciones opuestas. En la primera molécula que se muestra, el símbolo Λ ( lambda ) se usa como prefijo para describir el giro de la hélice hacia la izquierda formado por tres ligandos bidentados. La segunda molécula es la imagen especular de la primera, con el símbolo Δ ( delta ) como prefijo para el giro de la hélice a la derecha. La tercera y cuarta moléculas son un par similar de isómeros Λ y Δ, en este caso con dos ligandos bidentados y dos ligandos monodentados idénticos.

Isomería estructural

La isomería estructural se produce cuando los enlaces son en sí mismos diferentes. Se reconocen cuatro tipos de isomería estructural: isomería de ionización, isomería de solvatos o hidratos, isomería de enlace e isomería de coordinación.

  1. Isomería de ionización  : los isómeros dan iones diferentes en solución aunque tienen la misma composición. Este tipo de isomería se produce cuando el contraión del complejo también es un ligando potencial. Por ejemplo, el sulfato de pentaamminabromocobalto (III) [Co (NH 3 ) 5 Br] SO 4 es rojo violeta y en solución da un precipitado con cloruro de bario, lo que confirma la presencia de ion sulfato, mientras que el bromuro de pentaammina sulfato de cobalto (III) [Co (NH 3) ) 5 SO 4 ] Br es rojo y prueba negativa para ion sulfato en solución, pero en su lugar da un precipitado de AgBr con nitrato de plata.
  2. Isomería de solvatos o hidratos  : los isómeros tienen la misma composición pero difieren con respecto al número de moléculas de disolvente que sirven como ligando frente a los sitios que simplemente ocupan en el cristal. Ejemplos: [Cr (H 2 O) 6 ] Cl 3 es de color violeta, [CrCl (H 2 O) 5 ] Cl 2 · H 2 O es azul verdoso y [CrCl 2 (H 2 O) 4 ] Cl · 2H 2 O es verde oscuro. Ver agua de cristalización .
  3. La isomería de enlace ocurre con ligandos con más de un tipo de átomo donante, conocidos como ligandos ambidentados . Por ejemplo, el nitrito puede coordinarse a través de O o N. Un par de isómeros de enlace de nitrito tienen estructuras (NH 3 ) 5 CoNO 2 2+ (isómero nitro) y (NH 3 ) 5 CoONO 2+ (isómero nitrito).
  4. Isomería de coordinación  : esto ocurre cuando los iones positivos y negativos de una sal son iones complejos y los dos isómeros difieren en la distribución de ligandos entre el catión y el anión. Por ejemplo, [Co (NH 3 ) 6 ] [Cr (CN) 6 ] y [Cr (NH 3 ) 6 ] [Co (CN) 6 ].

Propiedades electronicas

Muchas de las propiedades de los complejos de metales de transición vienen dictadas por sus estructuras electrónicas. La estructura electrónica se puede describir mediante un modelo relativamente iónico que atribuye cargas formales a los metales y ligandos. Este enfoque es la esencia de la teoría del campo cristalino (CFT). La teoría del campo cristalino, introducida por Hans Bethe en 1929, ofrece un intento basado en la mecánica cuántica para comprender los complejos. Pero la teoría del campo cristalino trata todas las interacciones en un complejo como iónicas y asume que los ligandos pueden aproximarse mediante cargas puntuales negativas.

Los modelos más sofisticados adoptan la covalencia, y este enfoque se describe mediante la teoría del campo de ligando (LFT) y la teoría de orbitales moleculares (MO). La teoría del campo de ligandos, introducida en 1935 y construida a partir de la teoría de los orbitales moleculares, puede manejar una gama más amplia de complejos y puede explicar los complejos en los que las interacciones son covalentes . Las aplicaciones químicas de la teoría de grupos pueden ayudar en la comprensión de la teoría de campos de cristal o ligando, al permitir soluciones simples basadas en simetría para las ecuaciones formales.

Los químicos tienden a emplear el modelo más simple requerido para predecir las propiedades de interés; por esta razón, CFT ha sido uno de los favoritos para las discusiones cuando ha sido posible. Las teorías de MO y LF son más complicadas, pero brindan una perspectiva más realista.

La configuración electrónica de los complejos les confiere algunas propiedades importantes:

Síntesis de cobre (II) -tetrafenilporfirina, un complejo metálico, a partir de tetrafenilporfirina y acetato de cobre (II) monohidrato .

Color de los complejos de metales de transición.

Los complejos de metales de transición a menudo tienen colores espectaculares causados ​​por transiciones electrónicas por absorción de luz. Por esta razón, a menudo se aplican como pigmentos . La mayoría de las transiciones que están relacionadas con los complejos metálicos coloreados son transiciones d – d o bandas de transferencia de carga . En la transición ad-d, un electrón en orbital ad en el metal es excitado por un fotón a otro orbital d de mayor energía, por lo tanto, las transiciones d-d ocurren solo para complejos d-orbital parcialmente llenos (d 1-9 ). Para los complejos que tienen una configuración d 0 o d 10 , la transferencia de carga aún es posible aunque las transiciones d – d no lo sean. Una banda de transferencia de carga implica la promoción de un electrón de un orbital de base metálica a un orbital de base de ligando vacío ( transferencia de carga de metal a ligando o MLCT). También ocurre lo contrario: excitación de un electrón en un orbital basado en ligando en un orbital vacío basado en metal ( transferencia de carga de ligando a metal o LMCT). Estos fenómenos pueden observarse con la ayuda de la espectroscopia electrónica; también conocido como UV-Vis . Para compuestos simples con alta simetría, las transiciones d-d se pueden asignar usando diagramas de Tanabe-Sugano . Estas asignaciones están ganando mayor apoyo con la química computacional .

Colores de varios ejemplos de complejos de coordinación
  Fe 2+ Fe 3+ Co 2+ Cu 2+ Al 3+ Cr 3+
Ion hidratado [Fe (H 2 O) 6 ] 2+ Solución
verde pálida
[Fe (H 2 O) 6 ] 3+ Solución
amarilla / marrón
[Co (H 2 O) 6 ] 2+ Solución
rosa
[Cu (H 2 O) 6 ] Solución
azul 2+
[Al (H 2 O) 6 ] 3+ Solución
incolora
[Cr (H 2 O) 6 ] 3+ Solución
verde
(OH) - , diluir [Fe (H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitado
verde oscuro
[Fe (H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitado
marrón
[Co (H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitado
azul / verde
[Cu (H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitado
azul
[Al (H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitado
blanco
[Cr (H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitado
verde
(OH) - , concentrado [Fe (H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitado
verde oscuro
[Fe (H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitado
marrón
[Co (H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitado
azul / verde
[Cu (H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitado
azul
[Al (OH) 4 ] - Solución
incolora
[Cr (OH) 6 ] 3− Solución
verde
NH 3 , diluido [Fe (NH 3 ) 6 ] 2+ Precipitado
verde oscuro
[Fe (NH 3 ) 6 ] 3+ Precipitado
marrón
[Co (NH 3 ) 6 ] 2+ Solución
color paja
[Cu (NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ Solución
azul profundo
[Al (NH 3 ) 3 ] 3+ Precipitado
blanco
[Cr (NH 3 ) 6 ] 3+ Solución
púrpura
NH 3 , concentrado [Fe (NH 3 ) 6 ] 2+ Precipitado
verde oscuro
[Fe (NH 3 ) 6 ] 3+ Precipitado
marrón
[Co (NH 3 ) 6 ] 2+ Solución
color paja
[Cu (NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ Solución
azul profundo
[Al (NH 3 ) 3 ] 3+ Precipitado
blanco
[Cr (NH 3 ) 6 ] 3+ Solución
púrpura
(CO 3 ) 2- FeCO 3 Precipitado
verde oscuro
Fe 2 (CO 3 ) 3
Marrón
Precipitado + burbujas
Precipitado
rosa de CoCO 3
CuCO 3
Azul / verde
Precipitado

Colores de complejos de lantánidos.

Los complejos de lantánidos superficiales son similares a los de los metales de transición en que algunos están coloreados. Sin embargo, para los iones comunes Ln 3+ (Ln = lantánido) los colores son todos pálidos y apenas están 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, no están influenciados por los ligandos en gran medida, lo que lleva a una división del campo cristalino mucho más pequeña que en los metales de transición. . Los espectros de absorción de un ion Ln 3+ se aproximan al del ion libre donde los estados electrónicos se describen por acoplamiento espín-órbita . Esto contrasta con los metales de transición donde el campo cristalino divide el estado fundamental. Las absorciones para Ln 3+ son débiles ya que las transiciones de dipolos eléctricos están prohibidas por paridad (prohibido Laporte ) pero pueden ganar intensidad debido al efecto de un campo de ligando de baja simetría o al mezclarse 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. Esto puede dar lugar a efectos extremadamente inusuales, como cambios de color significativos bajo diferentes formas de iluminación.

Magnetismo

Los complejos metálicos que tienen electrones desapareados son magnéticos . Considerando solo los complejos monometálicos, los electrones no apareados surgen porque el complejo tiene un número impar de electrones o porque el apareamiento de electrones está desestabilizado. Por tanto, 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. Ti (II), con dos electrones d, forma algunos complejos que tienen dos electrones desapareados y otros sin 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 giro ). Es importante darse cuenta de que los ligandos proporcionan un medio importante para ajustar las propiedades del estado fundamental .

En los complejos bimetálicos y polimetálicos, en los que los centros individuales tienen un número impar de electrones o que son de alto espín, la situación es más complicada. Si hay interacción (directa o mediante ligando) entre los dos (o más) centros metálicos, los electrones pueden acoplarse ( acoplamiento antiferromagnético , lo que da como resultado un compuesto diamagnético) o pueden potenciarse entre sí ( acoplamiento ferromagnético ). Cuando no hay interacción, los dos (o más) centros metálicos individuales se comportan como si estuvieran en dos moléculas separadas.

Reactividad

Los complejos muestran una variedad de posibles reactividades:

  • Transferencias de electrones
    La transferencia de electrones (ET) entre iones metálicos puede ocurrir a través de dos mecanismos distintos, transferencias de electrones de la esfera interna y externa . En una reacción de esfera interna, un ligando puente sirve como conducto para ET.
  • Intercambio de ligando (degenerado)
    Un indicador importante de reactividad es la tasa de intercambio degenerado de ligandos. Por ejemplo, la tasa de intercambio de agua coordinada en [M (H 2 O) 6 ] n + complejos varía en 20 órdenes de magnitud. Los complejos donde los ligandos se liberan y rebotan rápidamente se clasifican como lábiles. Dichos complejos lábiles pueden ser termodinámicamente bastante estables. Los complejos metálicos lábiles típicos tienen electrones de baja carga (Na + ) en orbitales d que se antienlazantes con respecto a los ligandos (Zn 2+ ) o carecen de covalencia (Ln 3+ , donde Ln es cualquier lantánido). La labilidad de un complejo metálico también depende de las configuraciones de alto giro frente a bajo giro cuando esto es posible. Por tanto, el Fe (II) y el Co (III) de alto espín forman complejos lábiles, mientras que los análogos de bajo espín son inertes. Cr (III) solo puede existir en el estado de bajo espín (cuarteto), que es inerte debido a su alto estado de oxidación formal, ausencia de electrones en los orbitales que se antienlazantes M – L, además de cierta "estabilización del campo de ligando" asociada con el d 3 configuración.
  • Procesos asociativos
    Los complejos que tienen orbitales sin llenar o medio llenos a menudo muestran la capacidad de reaccionar con sustratos. La mayoría de los sustratos tienen un estado fundamental singlete; es decir, tienen pares de electrones solitarios (por ejemplo, agua, aminas, éteres), por lo que estos sustratos necesitan un orbital vacío para poder reaccionar con un centro metálico. Algunos sustratos (p. Ej., Oxígeno molecular) tienen un estado fundamental de triplete , lo que da como resultado que los metales con orbitales medio llenos tienden a reaccionar con dichos sustratos (debe decirse que la molécula de dioxígeno también tiene pares solitarios, por lo que también es capaz de reaccionar como una base de Lewis 'normal').

Si los ligandos alrededor del metal se eligen cuidadosamente, el metal puede ayudar en las transformaciones ( estequiométricas o catalíticas ) de moléculas o usarse como sensor.

Clasificación

Los complejos metálicos, también conocidos como compuestos de coordinación, incluyen prácticamente todos los compuestos metálicos. 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 tanto, la química de coordinación es la química de la mayor parte de la tabla periódica. Existen metales e iones metálicos, al menos en las fases condensadas, solo rodeados por ligandos.

Las áreas de la química de coordinación se pueden clasificar según la naturaleza de los ligandos, en términos generales:

Ejemplos: [Co ( EDTA )] - , [Co (NH 3 ) 6 ] 3+ , [Fe (C 2 O 4 ) 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
  • Química bioinorgánica: Los ligandos son los que proporciona la naturaleza, especialmente las cadenas laterales de los aminoácidos y muchos cofactores como las porfirinas .
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 del grupo: Los ligandos incluyen todo lo anterior, así como también otros iones o átomos metálicos.
Ejemplo Ru 3 (CO) 12
  • En algunos casos existen combinaciones de diferentes campos:
Ejemplo: [Fe 4 S 4 (Scysteinyl) 4 ] 2− , en el que un grupo está incrustado en una especie biológicamente activa.

La mineralogía , la ciencia de los materiales y la química del estado sólido  , tal como se aplican a los iones metálicos, son subconjuntos de la química de coordinación en el sentido de que los metales están rodeados por ligandos. En muchos casos, estos ligandos son óxidos o sulfuros, pero, no obstante, los metales están coordinados 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 coordinación o la química inorgánica. Los primeros se refieren principalmente a las estructuras poliméricas, propiedades que surgen de los efectos colectivos de muchos metales altamente interconectados. Por el contrario, 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 dan en orden alfabético. Los prefijos numéricos no afectan el orden.
    • Los ligandos monodentados de ocurrencia múltiple reciben un prefijo según el número de apariciones: di- , tri- , tetra- , penta- o hexa- .
    • Los ligandos polidentados de ocurrencia múltiple (por ejemplo, etilendiamina, oxalato) reciben bis- , tris- , tetrakis- , etc.
    • Los aniones terminan en o . Esto reemplaza la 'e' final cuando el anión termina con '-ide', '-ate' o '-ite', por ejemplo, el cloruro se convierte en clorido y el sulfato se convierte en sulfato . Anteriormente, '-ide' se cambió a '-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 ahora son clorido y cianido .
    • Los ligandos neutros reciben su nombre habitual, con algunas excepciones: el NH 3 se convierte en ammina ; H 2 O se convierte en aqua o aquo ; CO se convierte en carbonilo ; NO se convierte en nitrosilo .
  3. Escribe el nombre del átomo / ion central. Si el complejo es un anión, el nombre del átomo central terminará en -ate y se usará su nombre latino si está disponible (excepto para el mercurio).
  4. El estado de oxidación del átomo central debe especificarse (cuando es 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 aplica, como en el último ejemplo)

Ejemplos:

metal cambiado a
cobalto cobaltato
aluminio aluminiar
cromo cromato
vanadio vanadate
cobre cuprate
planchar ferrato
[Cd (CN) 2 (en) 2 ] → dicianidobis (etilendiamina) cadmio (II)
[CoCl (NH 3 ) 5 ] SO 4 → sulfato de pentaaminacloridocobalto (III)
[Cu (H 2 O) 6 ] 2+ → ion hexaaquacobre (II)
[CuCl 5 NH 3 ] 3− → ión amminepentacloridocuprato (II)
K 4 [Fe (CN) 6 ] → hexacianidoferrato de potasio (II)
[NiCl 4 ] 2− → ion tetracloridónico quelato (II) (El uso de cloro se eliminó de la convención de nomenclatura de la IUPAC)

El número de coordinación de 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 mediante Al 2 Cl 42 -Cl) 2 .

Cualquier grupo aniónico puede estabilizarse electrónicamente mediante cualquier catión. Un complejo aniónico puede estabilizarse mediante un catión de hidrógeno, convirtiéndose en un complejo ácido que puede disociarse para liberar el hidrógeno catiónico. Este tipo de compuesto complejo tiene un nombre con "ic" añadido después del metal central. Por ejemplo, H 2 [Pt (CN) 4 ] tiene el nombre de 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 se puede calcular en consecuencia, como en el siguiente ejemplo para un caso simple:

xM (aq) + yL (aq) ⇌ zZ (aq)

donde: x, y y z son los coeficientes estequiométricos de cada especie. M significa metal / ion metálico, L para bases de Lewis y finalmente Z para iones complejos. Las constantes de formación varían ampliamente. Los valores altos indican que el metal tiene una alta afinidad por el ligando, siempre que el sistema esté en equilibrio.

A veces, la constante de estabilidad tendrá una forma diferente conocida como constante de desestabilidad. Esta constante se expresa como la inversa de la constante de formación y se denota como K d = 1 / K f . 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 es el valor, más inestable es el ion complejo.

Como resultado de la formación de estos iones complejos en 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:

Ag+
(aq)
+ 2NH 4 OH (ac) ⇌ Ag (NH 3 )+
2
+ H 2 O
AgCl (s) + H 2 O (l) ⇌ Ag+
(aq)
+ Cl-
(aq)

Si ambas reacciones ocurrieran en el mismo recipiente de reacción, la solubilidad del cloruro de plata aumentaría por la presencia de NH 4 OH porque la formación del complejo Diammine argentum (I) consume una porción significativa de los iones de plata libres de la solución. Según el principio de Le Chatelier , esto hace que la reacción de equilibrio para la disolución del cloruro de plata, que tiene iones de plata como producto, se desplace hacia la derecha.

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

Aplicación de compuestos de coordinación

Los metales solo existen en solución como complejos de coordinación, por lo que esta clase de compuestos es útil en una amplia variedad de formas.

Química bioinorgánica

En química bioinorgánica y química bioorganometálica , los complejos de coordinación cumplen funciones estructurales o catalíticas. Se estima que el 30% de las proteínas contienen iones metálicos. Los ejemplos incluyen la vitamina B 12 de color intenso , el grupo hemo en la hemoglobina , los citocromos , el grupo cloro en la clorofila y la carboxipeptidasa , una enzima hidrolítica importante en la digestión. Otra enzima de iones complejos es la catalasa , que descompone el peróxido de hidrógeno de desecho de la célula . Los compuestos de coordinación sintéticos también se utilizan para unirse a proteínas y especialmente a ácidos nucleicos (por ejemplo, cisplatino, un fármaco contra el cáncer ).

Industria

La catálisis homogénea es una aplicación importante de los compuestos de coordinación para la producción de sustancias orgánicas. Los procesos incluyen hidrogenación , hidroformilación , oxidación . En un ejemplo, una combinación de tricloruro de titanio y trietilaluminio da lugar a catalizadores Ziegler-Natta , usados ​​para la polimerización de etileno y propileno para dar 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 un momento, se utilizaron compuestos de coordinación para identificar la presencia de metales en una muestra. El análisis inorgánico cualitativo ha sido reemplazado en gran medida por métodos instrumentales de análisis 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).

Ver también

Referencias

Otras lecturas

  • De Vito, D .; Weber, J.; Merbach, AE “Perfiles de volumen y energía calculados para el intercambio de agua en hexaacuaciones de rodio (III) e iridio (III) t 2g 6 : Evidencia concluyente de un mecanismo I a ” Química inorgánica, 2004, Volumen 43, páginas 858–863. doi : 10.1021 / ic035096n
  • Zumdahl, Steven S. Principios químicos, quinta edición. Nueva York: Houghton Mifflin, 2005. 943–946, 957. OCLC  77760970
  • Harris, D., Bertolucci, M., Simetría y Espectroscopia . 1989 Nueva York, Dover Publications

enlaces externos