compuestos de coordinacion

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COMPUESTOS DE COORDINACION COMPUESTOS DE COORDINACION COMPUESTOS DE COORDINACION COMPUESTOS DE COORDINACION Una propiedad importante de los compuestos de coordinación es el número de oxidación del átomo del metal central. La carga neta de un ion complejo es la suma de las cargas de este átomo y de los ligandos que lo rodean. En el ion [PtCl 6 ] 2- , por ejemplo, cada ion cloruro tiene número de oxidación -1, así que el número de oxidación del Pt debe ser +4. Si los ligandos no llevan carga neta, el número de oxidación del metal es igual a la carga del ion complejo; por tanto, en [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ cada NH 3 es neutro, de modo que el número de oxidación del Cu es +2. Un rasgo característico de esa figura es el hecho de que los orbitales d del ion metálico no tienen todos la misma energía. Para entender la razón, debemos considerar la forma de los orbitales d así como la orientación de sus lóbulos en relación con los ligandos. En el ion metálico aislado, los cinco orbitales d tienen la misma energía. Sin embargo, los orbitales d z2 y d x2-y2 (parte b) y c) de la figura anterior) tienen lóbulos orientados a lo largo de los ejes x, y y z que apuntan hacia los ligandos que se aproximan, en tanto que los orbitales d xy , d xz y d yz . En consecuencia se produce una separación o desdoblamiento de energía entre los tres orbitales d de más baja energía y los dos de más alta energía.

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Page 1: COMPUESTOS DE COORDINACION

COMPUESTOS DE COORDINACIONCOMPUESTOS DE COORDINACIONCOMPUESTOS DE COORDINACIONCOMPUESTOS DE COORDINACION

Una propiedad importante de los compuestos de coordinación es el número de oxidación del átomo del metal central. La carga neta de un ion complejo es la suma de las cargas de este átomo y de los ligandos que lo rodean. En el ion [PtCl6]

2-, por ejemplo, cada ion cloruro tiene número de oxidación -1, así que el número de oxidación del Pt debe ser +4. Si los ligandos no llevan carga neta, el número de oxidación del metal es igual a la carga del ion complejo; por tanto, en [Cu(NH3)4]

2+ cada NH3 es neutro, de modo que el número de oxidación del Cu es +2.

Un rasgo característico de esa figura es el hecho de que los orbitales d del ion metálico no tienen todos la misma energía. Para entender la razón, debemos considerar la forma de los orbitales d así como la orientación de sus lóbulos en relación con los ligandos. En el ion metálico aislado, los cinco orbitales d tienen la misma energía. Sin embargo, los orbitales dz2 y dx2-y2 (parte b) y c) de la figura anterior) tienen lóbulos orientados a lo largo de los ejes x, y y z que apuntan hacia los ligandos que se aproximan, en tanto que los orbitales dxy, dxz y dyz. En consecuencia se produce una separación o desdoblamiento de energía entre los tres orbitales d de más baja energía y los dos de más alta energía.

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E. Campo Cristalino ♦ Configuraciones electrónicas en complejos octaédri cos

El modelo del campo cristalino también nos ayuda a entender las propiedades magnéticas y algunas propiedades químicas importantes de los iones de metales de transición. Los electrones ocupan siempre primero los orbitales desocupados de más baja energía y ocupan un conjunto de orbitales degenerados uno a la vez con sus espines paralelos (regla de Hund). Por tanto, si tenemos uno, dos o tres electrones por añadir a los orbitales d de un ion complejo octaédrico, los electrones ocuparán el conjunto de orbitales de más baja energía, con sus espines paralelos, como se muestra en la siguiente figura:

Cuando intentamos incorporar un cuarto electrón surge un problema. Si el electrón se adiciona al orbital de más baja energía, se obtiene una ganancia de energía de magnitud ∆, en comparación con la colocación del electrón en el orbital de más alta energía. Sin embargo, se paga un precio por hacerlo, porque ahora el electrón debe quedar apareado con el electrón que ya ocupa el orbital. La energía que se requiere para hacer esto, en comparación con su colocación en otro orbital con espín paralelo, se conoce como energía de apareamiento de espines. La energía de apareamiento de espines tiene su origen en la mayor repulsión electrostática de los dos electrones que comparten un orbital en comparación con dos que están en orbitales distintos.

Metal Metal En Un Compuesto Anionico

Aluminio Aluminato Cromo Cromato Cobalto Cobaltato Cobre Cuprato Oro Aurato Hierro Ferrato Plomo Plumbato Manganeso Manganato Molibdeno Molibdato Níquel Niquelato Plata Argentato Estaño Estanato Tungsteno Tungstato Zinc Zincato

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Los ligandos que rodean el ion metálico, así como la carga del ion, suelen desempeñar papeles importantes en cuanto a determinar cuál de las dos disposiciones electrónicas se produce. Consideremos los iones [CoF6]3- y [Co(CN)6]3-. En ambos casos los ligandos tienen carga de –1. Sin embargo, el ion F-, que está en el extremo inferior de la serie espectroquímica, es un ligando de campo débil. El ion CN-, en el extremo alto de la serie espectroquímica, es un ligando de campo fuerte y produce una diferencia de energía más grande que el ion F-. En la siguiente figura se compara el desdoblamiento de las energías de los orbitales d en estos complejos:

Un recuento de electrones en el cobalto (III) nos dice que tenemos seis electrones por colocar en los orbitales 3d. Imaginemos que adicionamos estos electrones uno por uno a los orbitales d del ion CoF6

-3. Los primeros tres ocupan los orbitales de más baja energía con espines paralelos. El cuarto electrón podría ocupar un orbital de más baja energía apareándose con uno de los que ya están presentes. Esto daría por resultado una ganancia de energía de ∆ en comparación con su colocación en uno de

los orbitales de más alta energía. Sin embargo, esto costaría una cantidad de energía igual a la energía de apareamiento de espines. Puesto que el F- es un ligando de campo débil, ∆ es pequeña y la disposición más estable es aquella en la cual el electrón se coloca en el orbital de energía mayor. De manera similar, el quinto electrón que agregamos ocupa un orbital de más alta energía. Con todos los orbitales ocupados por al menos un electrón, el sexto se debe aparear y ocupa un orbital de más baja energía. En el caso del complejo [Co(CN)6]3-, el desdoblamiento de campo cristalino es mucho mayor. La energía de apareamiento de espines es menor que ∆, de modo que los electrones se aparean en los orbitales de más baja energía. El complejo [CoF6]3- se describe como un complejo de alto espín; es decir, los electrones están dispuestos de manera que puedan permanecer no apareados hasta donde sea posible. Por otra parte, el ion [Co(CN)6]3- se describe como un complejo de bajo espín. Estas dos disposiciones electrónicas distintas se pueden distinguir fácilmente si se miden las propiedades magnéticas del complejo. El espectro de absorción también muestra rasgos característicos que indican la disposición de electrones.

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Aplicación de la teoría del enlace de valencia TEV a complejos

Complejos octaédricos

El ion [Cr(NH3)6]3+, ilustra la aplicación de la TEV a un complejo octaédrico. Los seis

orbitales vacíos de menor energía del ion Cr3+ -dos 3d, uno 4s y tres 4p- se mezclan y convierten en seis orbitales híbridos equivalentes d2sp3 que apuntan hacia los vértices de un octaedro. Seis moléculas de NH3 donan los pares libres de electrones de los nitrógenos para formar seis enlaces metal-ligando. Los tres electrones despareados 3d del ion central Cr3+ ([Ar]3d3), que hacen que el ion complejo sea paramagnético, permanecen en orbitales sin hibridar.

Complejos tetraédricos

Los iones metálicos con un subnivel d lleno, como Zn2+ ([Ar]d10), forman a menudo complejos tetraédricos. Por ejemplo, en el complejo [Zn(OH)4]

2-, la TEV propone que los orbitales más bajos disponibles del Zn2+ -uno 4s y tres 4p- se mezclan para convertirse en cuatro orbitales híbridos sp3 que apuntan hacia los vértices de un tetraedro y están ocupados por un par libre de cada uno de los cuatro ligandos OH-.

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Complejos plano-cuadrados

Los iones metálicos con una configuración d8 generalmente forman complejos plano-cuadrados. En el ion [Ni(CN)4]

2- por ejemplo, el modelo propone que un orbital 3d, uno 4s y dos 4p del Ni2+ se mezclan y forman cuatro orbitales híbridos dsp2, los cuales apuntan a los vértices de un cuadrado y aceptan un par de electrones de cada uno de los cuatro ligandos CN-. Sin embargo, una mirada a la configuración electrónica en el estado fundamental del Ni2+ ([Ar]3d8) plantea una pregunta clave: ¿cómo puede el ion Ni2+ ofrecer un orbital vacío 3d si hay ocho electrones distribuidos en tres orbitales llenos y dos parcialmente llenos? Aparentemente, en la configuración d8 de Ni2+, los electrones en los orbitales parcialmente llenos se aparean, dejando un orbital 3d vacío. Esta explicación es consistente con el hecho de que el complejo es diamagnético (sin electrones desapareados) Además, se requiere que la energía que se gana al usar un orbital 3d para la formación de los orbitales híbridos, sea mayor que la energía requerida para vencer las repulsiones generadas al aparear a los electrones 3d.

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Teoría del campo cristalino

Los valores de DO también dependen del ion metálico. En este sentido, las variaciones más importantes a tener en cuenta son:

• El estado de oxidación del metal: DO aumenta con el estado de oxidación del centro metálico.

• La naturaleza del ion metálico. Este punto se refiere a la serie de transición a la que pertenece: DO aumenta al descender en un grupo. Así el valor de DO es grande para los metales de la segunda y tercera series de transición.

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LIGANDOS EN COMPLEJOS Vargas Yepes Y. .J.

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