Complejo de coordinación

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

Un complejo de coordinación es un compuesto químico que consiste en un átomo o ion central, que generalmente es 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.

Tradicionalmente, un complejo siempre ha implicado una asociación reversible de moléculas, átomos o iones con enlaces químicos débiles. Sin embargo, este significado ha evolucionado al aplicarse a la química de la coordinación. Actualmente, algunos complejos metálicos se forman de forma casi irreversible y muchos de ellos se unen mediante enlaces muy fuertes.

Nomenclatura y terminología

El átomo de dentro de un ligando que está unido al átomo o ion metálico central se denomina átomo donante. En un complejo típico, un ion metálico está unido a varios átomos donantes, que pueden ser iguales o diferentes. Un ligando polidentado (con enlaces múltiples) es una molécula o ion que se une al átomo central a través de varios de sus átomos; son comunes los ligandos con 2, 3, 4 o incluso 6 enlaces al átomo central. Estos complejos se denominan complejos quelatos; la formación de estos complejos se denomina quelación, complexación y coordinación.

El átomo o ion central, junto con todos los ligandos, componen la esfera de coordinación.​​ Los átomos o ion centrales y los átomos donadores componen 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 mediante estos enlaces químicos débiles. Aplicado a la química de 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 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 de electrones no enlazados.

Si todos los ligandos son monodentados, el número de átomos donantes es igual al número de ligandos. Por ejemplo, el ion cobalto(II) hexahidratado o 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+
2 es 4 (en lugar de 2) ya que tiene dos ligandos bidentados, que contienen cuatro átomos donadores en total.

Cualquier átomo donante cederá un par de electrones. Existen átomos o grupos donantes que pueden ceder más de un par de electrones. Estos se denominan bidentados (ceden dos pares de electrones) o polidentados (ceden más de dos pares de electrones). En algunos casos, un átomo o grupo cede 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 con tres centros. 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 conocidos se encuentran colorantes como el azul de Prusia. Sus propiedades se comprendieron bien 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 iónica compleja. Al considerar los complejos de amina metálica, teorizó que las moléculas de amoníaco compensaban la carga del ion formando cadenas del tipo [(NH₃)_X]^X+_, donde X es el número de coordinación del ion metálico. Comparó sus cadenas teóricas de amoníaco con hidrocarburos de la forma (CH₂)_X.​

Siguiendo esta teoría, el científico danés Sophus Mads Jørgensen la mejoró. En su versión, afirmó que cuando una molécula se disocia en una solución, había 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 aceptada de la teoría en la actualidad. Su trabajo incluyó dos cambios importantes en la teoría de Blomstrand. El primero fue que describió las dos posibilidades en términos de su 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 ella.​ Sin embargo, en uno de sus descubrimientos más importantes, Werner refutó la mayor parte de la teoría de la cadena. Descubrió la disposición espacial de los ligandos que participaban en la formación del complejo hexacoordinado cobalto. 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 cobalto/amoníaco hexol en isómeros ópticos, derribando la teoría de que solo los compuestos de carbono podían poseer quiralidad.​

Estructuras

Estructura del hexol

Los iones o moléculas que rodean el 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 solitario, lo que resulta en un enlace covalente coordinado. Los ligandos X aportan un electrón, y el átomo central aporta el otro, formando así un enlace covalente regular. Se dice que los ligandos están coordinados con el átomo. En los alquenos, los enlaces pi pueden coordinarse con átomos metálicos. Un ejemplo es el etileno en el complejo [PtCl
3(C
2H
4)]−
(Sal de Zeise).

Geometría

En química de coordinación, una estructura se describe inicialmente por su número de coordinación, el número de ligandos unidos al metal (más específicamente, el número de átomos donantes). Generalmente, se pueden contar los ligandos unidos, pero a veces incluso el conteo puede resultar ambiguo. Los números de coordinación suelen estar entre dos y nueve, pero no es raro encontrar grandes cantidades 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.

Normalmente, 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 (véase la regla de los 18 electrones). Por lo tanto, el número de coordinación máximo de un metal determinado está relacionado con la configuración electrónica del ion metálico (más específicamente, 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 dan lugar a números de coordinación altos, como el [Mo(CN)
8]⁴⁻. Los metales pequeños con ligandos grandes conducen a números de coordinación bajos, como el Pt[P(CMe
3)]
2. Debido a su gran tamaño, los lantánidos, actínidos y los metales de transición tempranos tienden a tener números de coordinación altos.

La mayoría de las estructuras siguen el patrón de puntos sobre una esfera (o como si el átomo central estuviera en el centro de un poliedro, donde los vértices de esa forma son las ubicaciones de los ligandos), donde la superposición orbital (entre los orbitales del ligando y el metal) y las repulsiones ligando-ligando tienden a dar lugar a ciertas geometrías regulares. Las geometrías más observadas se enumeran a continuación, pero existen muchos casos que se desvían de una ge ometría 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 patrón de puntos sobre una esfera), debido al tamaño de los ligandos o debido a efectos electrónicos (véase, por ejemplo, la distorsión de Jahn-Teller).

• Lineal para dos coordinaciones
• Planar trigonal para tres coordenadas
• Tetraédrica o plana cuadrada para cuatro coordenadas
• Bipiramidal trigonal para cinco coordinaciones
• Octaédrico para seis coordinaciones
• Bipiramidal pentagonal para siete coordinaciones
• Antiprismático cuadrado para ocho coordenadas
• Prismático trigonal tricoplado para nueve coordenadas

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

• Pirámide cuadrada para penta-coordinaciones​
• Prismático octaédrico o trigonal con capuchón para hepta-coordinaciones​
• Prismático trigonal dodecaédrico o bicapiado para octa-coordenadas​
• Antiprismático cuadrado con tapa para coordinaciones de 9

Para distinguir entre las coordinaciones alternativas de los complejos penta-coordinados, Addison et al.​ inventaron el índice geométrico τ. Este índice depende de los ángulos del centro de coordinación y varía entre 0 para la pirámide cuadrada y 1 para las estructuras bipiramidales trigonales, lo que permite clasificar los casos intermedios. Este sistema fue ampliado posteriormente a los complejos tetra-coordinados por Houser et al.​ y Okuniewski et al.​

En sistemas con un bajo conteo de electrones d, debido a efectos electrónicos especiales tales como la estabilización de Jahn-Teller (de segundo orden),​ ciertas geometrías (en las que los átomos de coordinación no siguen un patrón de puntos sobre 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.

• Inclinado para dos coordinaciones
• Pirámide trigonal para tres coordinaciones
• Prismático trigonal para seis coordenadas

Estereoquímica

Existen muchos tipos de isomería en los complejos de coordinación.​ Al igual que en la química orgánica, los isómeros son de dos tipos: diastereómeros (también llamados diastereoisómeros) 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 planos 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, el isómero se dice que 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, el isómero se dice que es meridional o mer. Un isómero mer puede considerarse como una combinación de un trans y un cis, ya que contiene pares de ligandos idénticos tanto trans como cis.

• 
  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 se produce cuando un complejo no es superponible con su imagen especular. Se denomina así porque ambos isómeros son ópticamente activos, es decir, rotan el plano de la luz polarizada en direcciones opuestas. En la primera molécula mostrada, el símbolo Λ (lambda) se utiliza como prefijo para describir la hélice levógira formada por tres ligandos bidentados. La segunda molécula es la imagen especular de la primera, con el símbolo Δ (delta) como prefijo para la hélice dextrógira. La tercera y la cuarta moléculas son un par similar de isómeros Λ y Δ, en este caso con dos ligandos bidentados y dos ligandos monodentados idénticos.​

• 
  Λ-[Fe(ox)
  3]³⁻
• 
  Δ-[Fe(ox)
  3]³⁻
• 
  Λ-cis-[CoCl
  2(en)
  2]+
  
• 
  Δ-cis-[CoCl
  2(en)
  2]+
  

Otros tipos de isomería

La isomería estructural se produce cuando los enlaces son 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 producen diferentes iones en solución, aunque tienen la misma composición. Este tipo de isomería ocurre cuando el contraión del complejo también es un ligando potencial. Por ejemplo, el sulfato de pentaaminobromocobalto(III) [Co(NH
   3)
   5Br]SO
   4 es de color rojo violeta y en solución da un precipitado con cloruro de bario, lo que confirma la presencia del ion sulfato, mientras que el bromuro de pentaaminosulfatocobalto(III) [Co(NH
   3)
   5SO
   4]Br es rojo y da negativo en la prueba del ion sulfato en solución, pero en cambio da un precipitado de AgBr con nitrato de plata.​
2. Isomería de solvatos o hidratos: los isómeros tienen la misma composición, pero difieren en el número de moléculas de disolvente que actúan como ligando o que simplemente ocupan sitios en el cristal. Ejemplos: [Cr(H
   2O)
   6]Cl
   3 es de color violeta, [CrCl(H
   2O)
   5]Cl
   2·H
   2O es azul verdoso y [CrCl
   2(H
   2O)
   4]Cl·2H₂O es verde oscuro. Véase agua de cristalización.​
3. El isomerismo de enlace ocurre con ligandos con más de un posible 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)
   5CoNO2+
   2 (isómero nitro) y (NH
   3)
   5CoONO²⁺ (isómero nitrito).​
4. La isomería de coordinación ocurre cuando tanto los iones positivos como los 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, en el caso de los complejos [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 determinadas por sus estructuras electrónicas. La estructura electrónica puede describirse mediante un modelo relativamente iónico que atribuye cargas formales a los metales y ligandos. Este enfoque constituye la esencia de la teoría de campos cristalinos (CFT). La teoría de campos cristalinos, introducida por Hans Bethe en 1929, ofrece un intento de comprender los complejos con base en la mecánica cuántica. Sin embargo, la teoría de campos cristalinos 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, enfoque descrito por la teoría del campo de ligandos (LFT) y la teoría de los orbitales moleculares (OM). La teoría del campo de ligandos, introducida en 1935 y desarrollada a partir de la teoría de orbitales moleculares, permite abordar una gama más amplia de complejos y explicar aquellos cuyas interacciones son covalentes. Las aplicaciones químicas de la teoría de grupos pueden facilitar la comprensión de la teoría de campos cristalinos o de ligandos, al permitir soluciones simples y simétricas a las ecuaciones formales.

Los químicos tienden a emplear el modelo más simple necesario para predecir las propiedades de interés; por ello, la teoría de la transformación cuántica (CFT) ha sido la favorita en los debates siempre que ha sido posible. Las teorías de los átomos moleculares (OM) y los átomos de fluido (LF) son más complejas, pero ofrecen una perspectiva más realista.

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

Archivo:Copper complex.jpg

Síntesis de tetrafenilporfirina de cobre (II), 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 suelen presentar colores espectaculares causados por transiciones electrónicas causadas por la absorción de luz. Por esta razón, se suelen aplicar como pigmentos. La mayoría de las transiciones relacionadas con los complejos metálicos coloreados son transiciones d-d o bandas de transferencia de carga. En la transición ad-d, un electrón en ad orbital 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 de orbitales d parcialmente llenos (d^1–9). Para complejos que tienen configuración d⁰ o d¹⁰, 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 basado en metal a un orbital basado en 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 a un orbital basado en metal vacío (transferencia de carga de ligando a metal o LMCT). Estos fenómenos se pueden observar con la ayuda de espectroscopia electrónica; también conocida como UV-Vis.​ Para compuestos simples con alta simetría, las transiciones d–d se pueden asignar utilizando diagramas de Tanabe–Sugano. Estas asignaciones están ganando cada vez más apoyo en la química computacional.

Colores de varios ejemplos de complejos de coordinación

	Fe2+	Fe3+	Co2+	Cu2+	Al3+	Cr3+
Ión hidratado	Verde pálido	Amarillo/marrón	Rosa	Azul	Incoloro	Verde
(OH)−, diluído	Verde oscuro	Marrón	Azul/verde	Azul	Blanco	Verde
(OH)−, concentrado	Verde oscuro	Marrón	Azul/verde	Azul	Incoloro	Verde
NH3, diluído	Verde oscuro	Marrón	Color paja	Azul oscuro	Blanco	Morado
NH3, concentrado	Verde oscuro	Marrón	Color paja	Azul oscuro	Blanco	Morado
(CO3)2-	Verde oscuro	Marrón	Rosa	Azul/verde

Colores de los complejos de lantánidos

Superficialmente, los complejos de lantánidos son similares a los de los metales de transición en que algunos presentan color. Sin embargo, para los iones comunes Ln³⁺ (Ln = lantánido), los colores son pálidos y apenas se ven influenciados por la naturaleza del ligando. Estos colores se deben a las transiciones electrónicas 4f. Dado que los orbitales 4f de los lantánidos están "enterrados" en el núcleo de xenón y protegidos del ligando por los orbitales 5s y 5p, no se ven influenciados por los ligandos en gran medida, lo que produce 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 acoplamiento espín-órbita. Esto contrasta con los metales de transición, donde el estado fundamental se divide por el campo cristalino. Las absorciones para Ln³⁺ son débiles ya que las transiciones dipolares eléctricas están prohibidas por paridad (prohibidas por Laporte) pero pueden ganar intensidad debido al efecto de un campo de ligando de baja simetría o 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.​ Esto puede conducir a efectos extremadamente inusuales, como cambios de color significativos bajo diferentes formas de iluminación.

Magnetismo

Los complejos metálicos que tienen electrones desapareados son paramagnéticos. Esto puede deberse a un número impar de electrones en general o a un apareamiento electrónico incompleto. Por lo 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 algunos complejos que tienen dos electrones desapareados y otros sin ninguno. Este efecto se ilustra con los compuestos TiX₂[(CH₃)₂PCH₂CH₂P(CH₃)₂]₂: cuando X = Cl, el complejo es paramagnético (configuración de alto espín), mientras que cuando X = CH₃, 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 un espín alto, la situación es más compleja. Si existe interacción (directa o a través de un ligando) entre dos o más centros metálicos, los electrones pueden acoplarse (acoplamiento antiferromagnético, lo que resulta en un compuesto diamagnético) o potenciarse mutuamente (acoplamiento ferromagnético). En ausencia de interacción, los dos o más centros metálicos se comportan como si fueran dos moléculas separadas.

Reactividad

Los complejos muestran una variedad de posibles reactividades:​

• Transferencias de electrones

  La transferencia de electrones (TE) entre iones metálicos puede ocurrir mediante dos mecanismos distintos: transferencia de electrones de esfera interna y externa. En una reacción de esfera interna, un ligando puente actúa como conducto para la TE.

• 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 complejos [M(H₂O)₆]ⁿ⁺ varía más de 20 órdenes de magnitud. Los complejos donde 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 baja carga (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. Por lo tanto, Fe(II) y 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 espín bajo (cuarteto), que es inerte debido a su alto estado de oxidación formal, ausencia de electrones en orbitales antienlazantes M–L, además de cierta "estabilización del campo de ligando" asociada con la configuración d³ .

• 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, presentan pares de electrones solitarios (p. ej., agua, aminas, éteres), por lo que necesitan un orbital vacío para reaccionar con un centro metálico. Algunos sustratos (p. ej., el oxígeno molecular) tienen un estado fundamental triplete, lo que hace que los metales con orbitales semillenos tiendan a reaccionar con dichos sustratos (cabe mencionar que la molécula de dioxígeno también presenta pares de electrones solitarios, por lo que también puede 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 lo tanto, la química de coordinación abarca la química de la mayor parte 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:

• Complejos clásicos (o "complejos de Werner"): En la química de coordinación clásica, los ligandos 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 H₂O, NH₃, Cl⁻, CN⁻ y en. Algunos de los miembros más simples de estos complejos se describen en complejos metálicos de amonio y complejos metálicos de amina.

Ejemplos: [Co(EDTA)]⁻, [Co(NH₃)₆]³⁺, _[Fe(C₂O₄)₃]^3-

• Química organometálica: Los ligandos son orgánicos (alquenos, alquinos, alquilos), así como ligandos "similares a orgánicos", como fosfinas, hidruro y CO.

Ejemplo: (C<sub id="mwA2Q">5</sub>H<sub id="mwA2Q">5</sub>)Fe(CO)<sub id="mwA2Y">2</sub>CH<sub id="mwA2Y">3</sub>

• Química bioinorgánica: Los ligandos son aquellos proporcionados por la naturaleza, incluyendo 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 de clústeres: los ligandos incluyen todos los anteriores, así como otros iones o átomos metálicos también.

Ejemplo Ru₃(CO)₁₂

• En algunos casos hay combinaciones de diferentes campos:

Ejemplo: [Fe₄S₄(Escisteinilo)₄ ]²⁻, en el que un grupo está incrustado en una especie biológicamente activa.

Mineralogía, ciencia de los materiales y 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 de todos modos, y se aplican los principios y directrices que se discuten 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, 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 indican en orden alfabético. Los prefijos numéricos no influyen en el 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 se presentan en múltiples situaciones (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", p. ej., el cloruro se convierte en cloruro y el sulfato en sulfato . Anteriormente, "-uro" se cambiaba a "-o" (p. ej., 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 cloruro y cianuro.​
   • Los ligandos neutros reciben su nombre habitual, con algunas excepciones: NH ₃ se convierte en amina; H₂O se convierte en agua o aquo; CO se convierte en carbonilo; NO se convierte en nitrosilo.
3. Escriba el nombre del átomo/ion central. Si el complejo es un anión, el nombre del átomo central terminará en -ato y se usará su nombre en latín si está disponible (excepto para el 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	aluminato
cromo	cromato
vanadio	vanadato
cobre	cuprato
hierro	ferrato

[Cd(CN)₂(en)₂] → dicianidobis(etilendiamina)cadmio(II)

[CoCl(NH₃)₅]SO₄ → sulfato de pentaaminoclorurocobalto(III)

[Cu(H₂O)₆] ²⁺ → ion hexaacuacobre(II)

[CuCl₅NH₃]³⁻ → ion amminopentacloridocuprato(II)

K₄[Fe(CN)₆] → hexacianuroferrato de potasio(II)

[NiCl₄]²⁻ → ion tetracloruro de níquel (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 antes del nombre del ligando. Así, el dímero de tricloruro de aluminio se describe como Al₂Cl₄(μ₂-Cl)_{2 .}

Cualquier grupo aniónico puede ser estabilizado electrónicamente por cualquier catión. Un complejo aniónico puede ser estabilizado por un catión hidrógeno, convirtiéndose en un complejo ácido que puede disociarse para liberar el hidrógeno catiónico. Este tipo de compuesto complejo se denomina con la terminación "ic" después del metal central. Por ejemplo, el H₂[Pt(CN)₃] 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, representada por el símbolo K_f. Esta 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 simple:

xM _(ac) + yL _(ac) zZ _(ac)

$K_{f}={\frac {[{\text{Z}}]^{z}}{[{\text{M}}]^{x}[{\text{L}}]^{y}}}$

dónde: x, y, z son los coeficientes estequiométricos de cada especie. M representa metal/ion metálico, L bases de Lewis y, finalmente, Z iones complejos. Las constantes de formación varían considerablemente. Valores altos indican una alta afinidad del metal por el ligando, siempre que el sistema esté en equilibrio.​

A veces, 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.​ Esta constante representa la reacción inversa de la descomposición de un ion complejo en sus componentes metálicos y ligandos individuales. 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 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) + 2 NH₃ Ag(NH₃)+
2

AgCl_(s) + H₂O_(l) Ag+
(aq) + Cl−
(aq)

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

Esta nueva solubilidad puede calcularse a partir de los valores de K_f y K_sp de 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:

$K_{c}=K_{sp}K_{f}$

Aplicación de compuestos de coordinación

Como los metales sólo existen en solución como complejos de coordinación, se deduce entonces 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. Algunos ejemplos son la vitamina B₁₂, de color intenso, el grupo hemo de la hemoglobina, los citocromos, el grupo clorina de la clorofila y la carboxipeptidasa, una enzima hidrolítica importante para la digestión. Otra enzima compleja iónica 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 (p. ej., el fármaco anticancerígeno cisplatino).

Industria

La catálisis homogénea es una aplicación importante de los compuestos de coordinación para la producción de sustancias orgánicas. Los procesos incluyen la hidrogenación, la hidroformilación y la oxidación. Por ejemplo, una combinación de tricloruro de titanio y trietilaluminio da lugar a los catalizadores Ziegler-Natta, utilizados para la polimerización de etileno y propileno, obteniendo 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 menas 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 menas.

Los complejos de ftalocianina son una clase importante de pigmentos.

Análisis

En su momento, se utilizaban compuestos de coordinación para identificar la presencia de metales en una muestra. El análisis inorgánico cualitativo ha sido ampliamente reemplazado por métodos instrumentales 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).

Véase también

• Complejo activado (química)
• Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos
• Jaula de coordinación
• Geometría de coordinación
• Isomería de coordinación
• Polímero de coordinación, en el que los complejos de coordinación son las unidades repetitivas.
• Compuestos de inclusión
• Química organometálica se trata de una clase especial de compuestos de coordinación donde los fragmentos orgánicos están unidos a un metal al menos a través de un átomo de C.

Lectura adicional

• De Vito, D.; Weber, J.; Merbach, AE “Perfiles calculados de volumen y energía para el intercambio de agua en hexaacuiones ^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 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

• Nombramiento de compuestos de coordinación
• Colores complejos de metales de transición