Complejo de coordinación

Un complejo de coordinación consta de un átomo o ion central, que suele ser metálico y se denomina centro de coordinación, y un conjunto circundante de moléculas o iones unidos, que a su vez se conocen como ligandos o agentes complejantes. 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.

Nomenclatura y terminología

Los complejos de coordinación son tan omnipresentes que sus estructuras y reacciones se describen de muchas maneras, a veces de manera confusa. El átomo dentro de un ligando que está unido al átomo o ion metálico central se llama átomo donante. En un complejo típico, un ion metálico está unido a varios átomos donantes, que pueden ser iguales o diferentes. Un ligando polidentado (enlace múltiple) es una molécula o ion 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 denomina quelación, complejación y coordinación.

El átomo o ion central, junto con todos los ligandos, constituyen 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. Tal como se aplica a la química de coordinación, este significado ha evolucionado. Algunos complejos metálicos se forman de manera prácticamente irreversible y muchos están unidos por enlaces que son bastante fuertes.

El número de átomos donantes unidos al átomo o ion central se denomina 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 ion hexahidratado de cobalto(II) o el ion hexaacuacobalto(II) [Co(H ₂ O) ₆ ] es un ion complejo hidratado que consta de seis moléculas de agua unidas a un ion metálico Co. El estado de oxidación y el 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)₂es 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. Estos 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, mediante la división del par de electrones, en un enlace de dos electrones de tres centros. Estos se llaman ligandos puente.

Historia

Los complejos de coordinación se conocen desde el comienzo de la química moderna. Los primeros complejos de coordinación bien 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 iónica compleja. 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 ], donde X es el número de coordinación del ion metálico. Comparó sus cadenas teóricas de amoníaco con 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 resultados posibles: 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 unen directamente al metal lo harían dentro de la esfera de coordinación.Sin embargo, en uno de sus descubrimientos más importantes, Werner refutó la mayor parte de la teoría de la cadena. Werner descubrió los arreglos espaciales de los ligandos que estaban involucrados en la formación del cobalto hexacoordinado complejo. Su teoría permite comprender la diferencia entre un ligando coordinado y un ion de equilibrio de carga en un compuesto, por ejemplo, el ion de 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 podían poseer quiralidad.

Estructuras

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 proporcionen para el enlace entre el ligando y el átomo central. Los ligandos L proporcionan dos electrones de un par de electrones solitario, 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 átomos metálicos. 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, uno puede contar los ligandos unidos, pero a veces incluso el conteo puede volverse ambiguo. Los números de coordinación normalmente están 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.

Por lo general, la química de los complejos de metales de transición está dominada por las interacciones entre los orbitales moleculares s y p de los átomos donantes en los ligandos y los orbitales d de los iones metálicos. Los orbitales s, p y d del metal pueden albergar 18 electrones (consulte la regla de los 18 electrones). El número máximo de coordinación para un determinado metal está relacionado con la configuración electrónica del ion metálico (para ser más específicos, el número de orbitales vacíos) y con la relación entre el tamaño de los ligandos y el ion metálico. Los metales grandes y los ligandos pequeños conducen a números de coordinación elevados, por ejemplo, [Mo(CN) ₈ ]. Los metales pequeños con ligandos grandes conducen 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 altos.

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 conducir 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 resulta en longitudes de enlace irregulares; los átomos de coordinación no siguen un punto en un -patrón de esfera), debido al tamaño de los ligandos, o debido a efectos electrónicos (ver, por ejemplo, distorsión de Jahn-Teller):

• Lineal para dos coordinaciones
• Planar trigonal para tres coordinaciones
• Tetraédrico o plano cuadrado para cuatro coordinaciones
• Trigonal bipiramidal para cinco coordinaciones
• Octaédrico para seis coordinaciones
• Bipiramidal pentagonal para siete coordinaciones
• Cuadrado antiprismático para ocho coordinaciones
• Prismática trigonal tricapeada para nueve coordinaciones

Las descripciones idealizadas de coordinación 5, 7, 8 y 9 a menudo son geométricamente indistintas de estructuras alternativas con ángulos LML (ligando-metal-ligando) ligeramente diferentes, por ejemplo, la diferencia entre estructuras piramidales cuadradas y bipiramidales trigonales.

• Cuadrado piramidal para cinco coordinaciones
• Prismático octaédrico con tapa o trigonal con tapa para siete coordinaciones
• Prismática trigonal dodecaédrica o bicapeada para ocho coordinaciones
• Antiprismático cuadrado tapado para nueve coordinaciones

Para distinguir entre las coordinaciones alternativas para complejos de cinco coordenadas, Addison et al. inventaron el índice de geometría τ. Este índice depende de los ángulos por el centro de coordinación y varía entre 0 para las estructuras piramidales cuadradas y 1 para las bipiramidales trigonales, lo que permite clasificar los casos intermedios. Este sistema se extendió más tarde a complejos de cuatro coordenadas por Houser et al. y también Okuniewski et al.

En sistemas con bajo recuento 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 seis coordinaciones.

• Doblado para la coordinación de dos
• Trigonal piramidal para tres coordinaciones
• Prismático trigonal para seis coordinaciones

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.

Estereoisomerismo

El estereoisomerismo ocurre con los mismos enlaces en distintas orientaciones. El estereoisomerismo se puede clasificar en:

Isomería cis-trans e isomería facial-meridional

La isomería cis-trans ocurre en complejos planos octaédricos y cuadrados (pero no tetraédricos). Cuando dos ligandos son adyacentes se dice que son cis, cuando son opuestos, 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.

• cis -[CoCl ₂ (NH ₃) ₄ ]
• trans -[CoCl ₂ (NH ₃) ₄ ]
• fac -[CoCl ₃ (NH ₃) ₃ ]
• mer -[CoCl ₃ (NH ₃) ₃ ]

Isomería óptica

La isomería óptica ocurre cuando un complejo no es superponible con su imagen especular. Se llama así porque los dos isómeros son ópticamente activos, es decir, giran 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 hacia la derecha. Las moléculas tercera y cuarta son un par similar de isómeros Λ y Δ, en este caso con dos ligandos bidentados y dos ligandos monodentados idénticos.

• Λ-[Fe(buey) ₃ ]
• Δ-[Fe(buey) ₃ ]
• Λ- cis -[CoCl ₂ (en) ₂ ]
• Δ- cis -[CoCl ₂ (es) ₂ ]

Isomería estructural

La isomería estructural ocurre cuando los enlaces son diferentes. Se reconocen cuatro tipos de isomería estructural: isomería de ionización, isomería de solvato o hidrato, isomería de enlace e isomería de coordinación.

1. Isomería de ionización: los isómeros dan diferentes iones en solución aunque tengan la misma composición. Este tipo de isomería ocurre cuando el contraión del complejo también es un ligando potencial. Por ejemplo, el sulfato de pentaamminobromocobalto(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 pentaamminosulfatocobalto(III) [Co(NH ₃) ₅ SO ₄ ]Br es rojo y da negativo para el ion sulfato en solución, pero en cambio da un precipitado de AgBr con nitrato de plata.
2. Isomería de solvato o hidrato: los isómeros tienen la misma composición pero difieren con respecto a la cantidad de moléculas de solvente 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 de color verde oscuro. Véase 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 (isómero nitro) y (NH ₃) ₅ CoONO (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 electrónicas

Muchas de las propiedades de los complejos de metales de transición están dictadas por sus estructuras electrónicas. La estructura electrónica se puede describir mediante un modelo relativamente iónico que asigna 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 supone 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 ligandos (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 orbitales moleculares, puede manejar una gama más amplia de complejos y puede explicar 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 ligandos o cristales, 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 MO y LF son más complicadas, pero proporcionan una perspectiva más realista.

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

Color de los complejos de metales de transición.

Los complejos de metales de transición suelen tener colores espectaculares provocados 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 complejos metálicos coloreados son transiciones d-d o bandas de transferencia de carga. En la transición ad-d, un electrón en el orbital ad del metal es excitado por un fotón a otro orbital d de mayor energía, por lo tanto, las transiciones d-d ocurren solo para complejos de orbitales d parcialmente llenos (d). Para complejos que tienen d o dconfiguración, la transferencia de carga sigue siendo posible aunque las transiciones d-d no lo sean. Una banda de transferencia de carga implica la promoción de un electrón de un orbital basado en un metal a un orbital basado en un ligando vacío (transferencia de carga de metal a ligando o MLCT). También ocurre lo contrario: la excitación de un electrón en un orbital basado en ligando en un orbital basado en metal vacío (transferencia de carga de ligando a metal o LMCT). Estos fenómenos se pueden observar 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 mediante diagramas de Tanabe-Sugano. Estas asignaciones están ganando cada vez más apoyo con la química computacional.

	Fe	Fe	Co	cobre	Alabama	cr
Ion hidratado	[Fe(H 2 O) 6 ] Soluciónverde pálido	[Fe(H 2 O) 6 ] Soluciónamarilla/marrón	[Co(H 2 O) 6 ] Soluciónrosa	[Cu(H 2 O) 6 ] Soluciónazul	[Al(H 2 O) 6 ] Soluciónincolora	[Cr(H 2 O) 6 ] Soluciónverde
(OH), diluir	[Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitadoverde oscuro	[Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitadomarrón	[Co(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitadoazul/verde	[Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitadoazul	[Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitadoblanco	[Cr(H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitadoverde
(OH), concentrado	[Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitadoverde oscuro	[Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] Precipitadomarrón	[Co(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitadoazul/verde	[Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Precipitadoazul	[Al(OH) 4 ] Soluciónincolora	[Cr(OH) 6 ] Soluciónverde
NH 3, diluido	[Fe(NH 3) 6 ] Precipitadoverde oscuro	[Fe(NH 3) 6 ] Precipitadomarrón	[Co(NH 3) 6 ] Solucióncolor pajizo	[Cu(NH 3) 4 (H 2 O) 2 ] Soluciónazul oscuro	[Al(NH 3) 3 ] Precipitadoblanco	[Cr(NH 3) 6 ] SoluciónPúrpura
NH 3, concentrado	[Fe(NH 3) 6 ] Precipitadoverde oscuro	[Fe(NH 3) 6 ] Precipitadomarrón	[Co(NH 3) 6 ] Solucióncolor pajizo	[Cu(NH 3) 4 (H 2 O) 2 ] Soluciónazul oscuro	[Al(NH 3) 3 ] Precipitadoblanco	[Cr(NH 3) 6 ] SoluciónPúrpura
(CO3)	FeCO 3 Precipitadoverde oscuro	Fe 2 (CO 3) 3MarrónPrecipitado+burbujas	Precipitadorosa CoCO 3	CuCO 3 Precipitadoazul/verde

Colores de los complejos de lantánidos

Superficialmente, los complejos de lantánidos son similares a los de los metales de transición en que algunos están coloreados. Sin embargo, para los iones Ln comunes (Ln = lantánido) los colores son todos pálidos y apenas 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 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.. El espectro de absorción de un ion Ln 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 campo cristalino divide el estado fundamental. Absorciones para Lnson débiles ya que las transiciones de dipolo eléctrico están prohibidas por la paridad (prohibido por Laporte) pero pueden ganar intensidad debido al efecto de un campo ligando de baja simetría o mezclarse con estados electrónicos superiores (por ejemplo, orbitales d). Las bandas de absorción ff son extremadamente marcadas, lo que contrasta con las observadas para los metales de transición, que generalmente tienen bandas anchas. Esto puede provocar 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 desapareados 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. El Ti(II), con dos electrones d, forma unos 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 espín alto), mientras que cuando X = CH₃, es diamagnético (configuración de espín bajo). 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 son de alto espín, la situación es más complicada. Si hay interacción (ya sea directa o a través de ligandos) entre los dos (o más) centros metálicos, los electrones pueden acoplarse (acoplamiento antiferromagnético, lo que resulta en 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 fueran dos moléculas separadas.

Reactividad

Los complejos muestran una variedad de posibles reactividades:

• transferencias de electronesLa transferencia de electrones (ET) 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 ET.
• Intercambio de ligando (degenerado)Un indicador importante de la reactividad es la tasa de intercambio degenerado de ligandos. Por ejemplo, la tasa de intercambio de agua coordinada en los complejos [M(H ₂ O) ₆ ] varía en 20 órdenes de magnitud. Los complejos en los que los ligandos se liberan y rebotan rápidamente se clasifican como lábiles. Dichos complejos lábiles pueden ser bastante estables termodinámicamente. Los complejos metálicos lábiles típicos tienen carga baja (Na), electrones en orbitales d que son antienlazantes con respecto a los ligandos (Zn), o carecen de covalencia (Ln, 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 espín alto forman complejos lábiles, mientras que los análogos de espín bajo son inertes. El Cr(III) solo puede existir en el estado de espín bajo (cuarteto), que es inerte debido a su alto estado de oxidación formal, la ausencia de electrones en los orbitales que son antienlazantes M-L, además de cierta "estabilización del campo ligando" asociada con la configuración d.
• Procesos asociativosLos complejos que tienen orbitales vacíos o semillenos a menudo son capaces de reaccionar con sustratos. La mayoría de los sustratos tienen un estado fundamental de singlete; es decir, tienen pares de electrones solitarios (p. ej., agua, aminas, éteres), por lo que estos sustratos necesitan un orbital vacío para poder reaccionar con un centro metálico. Algunos sustratos (p. ej., el oxígeno molecular) tienen un estado fundamental de triplete, lo que da como resultado que los metales con orbitales semillenos tengan tendencia a reaccionar con tales sustratos (debe decirse que la molécula de dioxígeno también tiene pares libres, por lo que también es capaz 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 las 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 lo tanto, la química de coordinación es la química de la mayoría de la tabla periódica. Los metales y los iones metálicos existen, al menos en las fases condensadas, solo rodeados de ligandos.

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

• Clásico (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 solitarios que residen en los átomos del grupo principal del ligando. Los ligandos típicos son H ₂ O, NH ₃, Cl, CN, en. Algunos de los miembros más simples de tales complejos se describen en complejos metálicos acuosos, complejos metálicos de amina,

Ejemplos: [Co(EDTA)], [Co(NH ₃) ₆ ], [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 hierroEjemplo: la clorofila contiene un complejo de porfirina de magnesioMuchos ligandos naturales son "clásicos", especialmente el agua.

• Química de grupos: los ligandos incluyen todo lo anterior, así como también otros iones o átomos metálicos.

Ejemplo Ru ₃ (CO) ₁₂

• En algunos casos hay combinaciones de diferentes campos:

Ejemplo: [Fe ₄ S ₄ (Scysteinyl) ₄ ], 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 de ligandos. En muchos casos, estos ligandos son óxidos o sulfuros, pero los metales están coordinados, no obstante, y se aplican los principios y las pautas que se analizan 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 ocupan principalmente de 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 los 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 que aparecen múltiples reciben un prefijo según el número de apariciones: di-, tri-, tetra-, penta- o hexa-.
   • Los ligandos polidentados de aparición múltiple (p. ej., 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, el cloruro se convierte en clorido y el sulfato en sulfato. Anteriormente, '-uro' 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: NH ₃ se convierte en amina; H ₂ O se convierte en aqua o aquo; el CO se convierte en carbonilo; El NO se convierte en nitrosilo.
3. Escribe el nombre del átomo/ión central. Si el complejo es un anión, el nombre del átomo central terminará en -ate y se usará su nombre en latín si está disponible (excepto mercurio).
4. Se debe especificar el estado de oxidación del átomo central (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 corresponde, como en el último ejemplo)

Ejemplos:

metal	cambiado a
cobalto	cobaltato
aluminio	aluminiar
cromo	cromato
vanadio	vanadato
cobre	cuprato
planchar	ferrato

[Cd(CN) ₂ (en) ₂ ] → dicianidobis(etilendiamina)cadmio(II)[CoCl(NH ₃) ₅ ]SO ₄ → sulfato de pentaamminacloridocobalto(III)[Cu(H ₂ O) ₆ ] → ion hexaacuacobre(II)[CuCl ₅ NH ₃ ] → ion aminapentaclorocuprato(II)K ₄ [Fe(CN) ₆ ] → hexacianidoferrato(II) de potasio[NiCl ₄ ] → ion tetracloridónico (II) (El uso de cloro- se eliminó de la convención de nomenclatura de la IUPAC)

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 mediante Al ₂ Cl ₄ (μ ₂ -Cl) ₂.

Cualquier grupo aniónico puede ser estabilizado electrónicamente por 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" agregado 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 _Kf. 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, la L para bases de Lewis y finalmente Z para iones complejos. Las constantes de formación varían ampliamente. Los valores grandes indican que el metal tiene una gran 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 inestabilidad. 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 sea 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:Agricultura_(ac)+ 2 NH ₃ ⇌ Ag (NH ₃)₂AgCl _(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 por la presencia de NH ₄ OH debido a que la formación del complejo Diammine argentum(I) consume una porción significativa de los iones de plata libres de la solución. Por 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 Kf _y Ksp _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

Como los metales solo existen en solución como complejos de coordinación, se deduce 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 clorina en la clorofila y la carboxipeptidasa, una enzima hidrolítica importante en la digestión. Otra enzima iónica compleja 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 (p. ej., fármaco contra el cáncer cisplatino).

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 de Ziegler-Natta, utilizados 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 usa principalmente para la extracción de oro y plata de sus minerales.

Los complejos de ftalocianina son una clase importante de pigmentos.

Análisis

Hubo un tiempo en que se usaban 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 con plasma acoplado inductivamente (ICP-AES) y la espectrometría de masas con plasma acoplado inductivamente (ICP-MS).