CCCI 2

Compuestos de coordinación: INICIOS

Complejo NombreFormulación

ActualCr(SCN)3NH4SCN·2NH3 Sal de Reinecke NH4[Cr(NCS)4(NH3)2]

2PtCl2·2NH3 Sal verde de Magnus [Pt(NH3)4][PtCl4]

Co(NO2)3 ·KNO2·2NH3 Sal de Erdmann K[Co(NO2)4(NH3)2]

PtCl2·KCl·C2H4 Sal de Zeise K[PtCl3(C2H4)]

CoCl3·6NH3 Amarillo ** Cloruro luteocobáltico [Co(NH3)6]Cl3

CoCl3·5NH3 Morado Cloruro purpurocobáltico [CoCl(NH3)5]Cl2

CoCl3·4NH3 Verde Cloruro praseocobáltico trans-[CoCl2(NH3)4]Cl

CoCl3·4NH3 Violeta Cloruro violeocobáltico cis-[CoCl2(NH3)4]Cl

CoCl3·5NH3·H2O Rojo Cloruro roseocobáltico [Co(NH3)5H2O]Cl3

Compuesto de Tassert (1798)

Teoría de la concatenación de Blomstrand y JǾrgensen

Según estos investigadores, los compuestos amoniacales tendrán, como en la química orgánica (-CH2-CH2-), estructuras del tipo:

Co

NH3

NH3

NH3

Cl

NH3

Cl

NH3 NH3 Cl

Co

NH3

NH3

NH3

NH3

NH3

NH3

Cl

Cl

Cl

Co

Cl

NH3

NH3

NH3

Cl

NH3 NH3 Cl

Co

Cl

NH3

Cl

NH3 NH3 NH3 Cl Co

Cl

NH3

Cl

NH3 NH3 Cl

Observaciones experimentales:

1.-no siempre era posible precipitar los Cl-

con Ag+:

2.- tampoco eran los mismos equivalentes: en ocasiones 1, o2 o 3 Cl-

+ AgCl(s)CoCl3·6NH3 3Ag+

n

+CoCl3·6NH3 nH2SO4 HCl

La explicación fue:

Existen 3 “tipos” de cloruros:El cloruro directamente unido al Co: no ionizable.El cloruro unido al Co a través de un solo NH3: es muy

poco ionozableEl cloruro lejos del Co es fácilmente ionozable.

Co

Cl

NH3

NH3

NH3

Cl

NH3 NH3 Cl

Teoría de los compuestos de coordinación de Werner (1893)

2 TIPOS DE VALENCIA:Valencia primaria, responsable de los enlaces

covalentes verdaderos y que está relacionada con el EDO del metal

Valencia secundaria, responsable de los enlaces de coordinación y que se corresponde con el comportamiento ácido de Lewis del metal frente a un “ligando” o base de Lewis.Se corresponde con el N° o Indice de coordinación

N o IC

Orientaciones más comunes en la 1a esfera de coordinación

Diferentes roles de cloruros:

Cr(H2O)6Cl3

[Cr(H2O)6]Cl3 VIOLETA

[CrCl(H2O)5] Cl2. H2O VERDE CLARO

[CrCl2(H2O)4] Cl. 2H2O VERDE OBSCURO

Efectos de sustitución en la esfera de coordinación:

[Co(SO4)(NH3)5] Br

[Co(Br)(NH3)5] SO4

HexamineCobalt(III) Chloride

             

Resumen Teoría de Werner1. Exiten dos tipos de valencia: Valencia primaria o unión ionizable (N° de oxidación) Valencia secundaria o unión no ionizable (N° coordinación)

La valencia secundaria se representa por una línea continua indicando el enlace de cordinación. 

2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como secundaria. 

3. La valencia secundaria o número de coordinación, está  dirigido hacia posiciones definidas en el espacio.

Teoría de los enlaces de valencia (VB)

Desarrollada por: W. Heitler, F. London en 1927Mejorada por: J. C. Slater, L. Pauling

Base de la teoría:

1. Complejos (CC) son el producto de la interacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis.

2. Centro metálico y ligantes comparten dos electrones, los cuales provienen del ligante: ML

Química de Coordinación - Enlace

Estructura de los ComplejosEstructura de los Complejos

Las moléculas o los iones que rodean a un ion metálico en un complejo se conocen como agentes complejantes o ligandos (Latín ligare=unir).

Normalmente los ligandos son aniones o moléculas polares. Además tienen un par de electrones de valencia no compartidos:

Tipos de LigantesLos ligantes se calsifican en: Ligantes Anionicos y Ligante Neutros.

LIGANTES NEUTROS:

H2O : Acuo CO : Carbonil C5 H5 N: Piridin

NH3 : Amino N3 : Azida

LIGANTES ANIONICOS:

Br- : Bromo Cl-: Cloro CN- : Ciano OH- : Hidroxo

CO32- : Carbonato C2O4

2- : Oxalato O2- : Oxo

O22- : Peroxo HS- : Mercapto S2

2- : Tio

Tipos de LigandosTipos de Ligandos

Dadores sDadores s Dadores s/dadores pDadores s/dadores p Dadores s/aceptores pDadores s/aceptores p Dadores s/dadores p/aceptores pDadores s/dadores p/aceptores p

Dadores Dadores

H

N

HH

M

Dadores Dadores /dadores /dadores

H

O

H

M

Dadores Dadores /aceptores /aceptores

H

P

HH

M

Dadores Dadores /dadores p/aceptores /dadores p/aceptores

RS

R

M

Relación Tipo de ligante - Ion Complejo

Anionico->Ión Complejo Neutro

SSSi EDO(L)=EDO(C)

Tipo de Ligante

Neutro Ión Complejo Cationico

carga € = carga Ión metálico

La capacidad de los iones metálicos de formar complejos aumenta a medida que aumenta la carga positiva del catión y que disminuye su tamaño.

Los complejos más débiles están formados por los iones de los metales alcalinos Na+ y K+. Por el contrario, los iones 2+ y 3+ de los elementos de transición muestran una gran tendencia a formarlos.

Como los iones metálicos tienen orbitales de valencia vacíos, pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptor de pares electrónicos). Ya que los ligandos tienen pares no compartidos de electrones, pueden funcionar como bases de Lewis (donadores de pares electrónicos). Podemos considerar que la unión entre un metal y un ligando se forma cuando se comparte un par de electrones que inicialmente estaba en el ligando:

Al formar un complejo, se dice que los ligandos se coordinan al metal o se complejan con el metal.

El metal central y los ligandos enlazados a él constituyen la Esfera de Coordinación.

Al escribir la fórmula química para un compuesto de coordinación, utilizamos paréntesis rectangulares para indicar los grupos que están dentro de la esfera de coordinación y separarlo de otras partes del compuesto.

P. ej., [Cu(NH3)4]SO4 representa un compuesto de coordinación que consiste en el ion complejo [Cu(NH3)4]2+ y el ion SO4

2-.

los 4 ligandos de amoniaco están enlazados directamente al ion cobre (II).

[Cu(NH3)4]SO4 · H2O

Propiedades y característicasPropiedades y características

Un complejo es una especie química distinta, con propiedades físicas y químicas propias y diferentes al ion metálico y a los ligandos que lo componen.

La formación de un complejo también puede cambiar drásticamente otras propiedades de los iones metálicos, como la facilidad de oxidación o de reducción.

P. ej., Ag+ se reduce fácilmente en agua (a Ag (s)). En cambio [Ag(CN)2] no se reduce fácilmente porque el ion plata se compleja con el CN- y esto lo estabiliza en el estado de oxidación de +1.

CargasCargasLa carga de un complejo es la suma de las cargas

sobre el átomo central y los ligandos que lo rodean. En [Cu(NH3)4]SO4 podemos deducir la carga sobre el complejo, si primero reconocemos a SO4

-2 como el ion sulfato y por consiguiente con -2.

Debido a que el compuesto es neutro, el ion complejo debe tener una carga 2+: [Cu(NH3)4]2+.

Podemos usar la carga del ion complejo para deducir el número de oxidación del Cu. Como los ligandos de NH3 son neutros, el número de oxidación del Cu debe ser +2.

+2 + 4 (0) = +2

Ejercicios...Ejercicios...1. ¿Cuál es el número de oxidación del metal central

en [Co(NH3)5Cl](NO3)2?

2. ¿Cuál es la carga del complejo formado por un ion metálico de platino (IV) rodeado por tres moléculas de amoniaco y tres iones bromuro?. Escriba además la fórmula del ion complejo.

3. Dado que un ion complejo contiene un cromo (III) enlazado a cuatro moléculas de agua y a dos iones cloruro, escriba la fórmula.

Número de CoordinaciónNúmero de Coordinación

El átomo del ligando unido directamente al metal se llama átomo donador. P. ej., el N es el átomo donador en el complejo [Ag(NH3)2]+.

El número de átomos donadores unidos a un metal se conoce como su número de coordinación. En [Ag(NH3)2]+ la plata tiene un número de coordinación de 2; en [Cr(H2O)4Cl2]+ el Cr tiene un número de coordinación de 6.

Algunos iones metálicos tienen números de coordinación constantes. P. ej., cromo (III) y cobalto (III) invariablemente es 6, y platino (II) siempre es 4.

No obstante, los números de coordinación de la mayoría de los iones metálicos varían con el ligando.

Los números de coordinación más comunes son 4 y 6.

GeometríaGeometríaLos complejos con 4 ligandos tienen dos geometrías

comunes: tetraédrica y cuadrada plana.La tetraédrica es común entre metales que no son de

transición. La cuadrada plana es común entre los iones de metales de transición con 8 electrones d en la capa de valencia.

La mayoría de los complejos con 6 ligandos tienen geometría octaédrica