Saltar al contenido principal
LibreTexts Español

19.2: La química de coordinación de los metales de transición

  • Page ID
    1967
    • Contribuido por

    Habilidades para desarrollar

    • Listar las características definitorias de los compuestos de coordinación
    • Describir las estructuras de los complejos que contienen ligandos monodentados y polidentados
    • Utilizar las reglas de nomenclatura estándar para nombrar los compuestos de coordinación
    • Explicar y proporcionar ejemplos de isomería geométrica y óptica
    • Identificar varias ocurrencias naturales y tecnológicas de los compuestos de coordinación

    La hemoglobina de la sangre, la clorofila de las plantas verdes, la vitamina \(B_{12}\) y el catalizador usado en la fabricación del polietileno contienen compuestos de coordinación. Es probable que los iones de los metales, especialmente los metales de transición formen complejos. Muchos de estos compuestos están muy coloreados (Figura \(\PageIndex{1}\)). En el resto de este capítulo, consideraremos la estructura y la unión de estos compuestos notables.

    This figure shows six containers. Each is filled with a different color liquid. The first appears to be clear; the second appears to be purple; the third appears to be red; the fourth appears to be teal; the fifth appears to be blue; and the sixth also appears to be clear.

    Figura \(\PageIndex{1}\): Los iones metálicos que contienen la subcapa d parcialmente llena normalmente forman iones complejos coloreados; los iones con subcapas d vacías (d10) o con subcapas d llenas (d10) normalmente forman complejos incoloros. Esta figura muestra, de izquierda a derecha, las soluciones que contienen iones [M(H2O)6n+ con M = Sc3+ (d 0), Cr 3+ (d 3), Co 2+ (d 7), Ni 2+ (d 8), Cu 2+ (d 9) y Zn 2+ (d 10). (crédito: Sahar Atwa)

    Recuerde que, en la mayoría de los compuestos de los elementos del grupo principal, los electrones de valencia de los átomos aislados se combinan para formar enlaces químicos que satisfacen la regla del octeto. Por ejemplo, los cuatro electrones de valencia del carbono se superponen con los electrones de cuatro átomos de hidrógeno para formar CH4. El electrón de valencia sale del sodio y se suma a los siete electrones de valencia del cloro para formar la unidad de fórmula iónica NaCl (Figura \(\PageIndex{2}\)). Normalmente, los metales de transición no se unen de esta manera. Principalmente forman enlaces covalentes coordinados, una forma de interacción ácido-base de Lewis en la que ambos electrones del enlace son contribuidos por un donante (base de Lewis) a un aceptor de electrones (ácido de Lewis). El ácido de Lewis en los complejos de coordinación, a veces llamado el ión metálico central (o átomo), es a veces un metal de transición o un metal de transición interno, aunque los elementos del grupo principal también pueden formar compuestos de coordinación. Los donantes de bases de Lewis, llamados ligandos, pueden ser una extensa variedad de sustancias químicas: átomos, moléculas o iones. El único requisito es que tengan uno o más pares de electrones, que se pueden donar al metal central. Normalmente esto tiene que ver con un átomo donante con un par de electrones solitarios que pueden formar un enlace coordinado con el metal.

    Three electron dot models are shown. To the left, a central C atom is shown with H atoms bonded above, below, to the left, and to the right. Between the C atom and each H atom are two electron dots, one red, and one black, next to each other in pairs between the atoms. The second structure to the right shows N superscript plus sign followed by a C l atom in brackets. This C l atom has pairs of electron dots above, below, left, and right of the element symbol. A single electron dot on the left side of the symbol is shown in red. All others are black. Outside the brackets to the right, a negative sign appears as a superscript. The third structure on the far right has a central S c atom. This atom is surrounded by six pairs of evenly-spaced electron dots. These pairs of dots are positioned between the S c atom and each of the O atoms from six H subscript 2 O molecules. This entire structure is within brackets to the right of which is the superscript 3 plus.

    Figura\(\PageIndex{2}\): (a) Los enlaces covalentes involucran el intercambio de electrones, y los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones asociados con cada átomo de enlace, como lo indican los electrones coloreados. (b) Sin embargo, los enlaces covalentes coordinados involucran la donación de electrones de una base de Lewis a un centro metálico. Los pares solitarios de seis moléculas de agua forman enlaces con el ión escandio para formar un complejo octaédrico. (Solo se muestran los pares donados).

    La esfera de coordinación consiste en un ión o átomo metálico central más sus ligandos adjuntos. Los corchetes en una fórmula encierran la esfera de coordinación; las especies fuera de los corchetes no forman parte de la esfera de coordinación. El número de coordinación del ión o átomo metálico central es el número de átomos donantes unidos a este átomo. El número de coordinación del ion plata en [Ag(NH3)2]+ es dos (Figura \(\PageIndex{3}\)). Para el ion cobre (II) en [CuCl4]2−, el número de coordinación es cuatro, mientras que para el ion cobalto (II) en [Co(H2O)6]2+ el número de coordinación es seis. Cada uno de estos ligandos es monodentado, del griego "un diente", lo que significa que se conectan con el metal central a través de un solo átomo. En este caso, el número de ligandos y el número de coordinación son iguales.

    Three structures are shown. In a, a central Ag atom has N atoms bonded to the left and right as indicated by line segments. Three H atoms are similarly bonded to each N atom extending out and up, out to the side, and out and below each N atom. The structure is enclosed in brackets with a superscript plus sign to the right of the brackets. In b, a C u atom is at the center of the structure. Line segments indicate bonds to two C l atoms, one above and the other below and to the left of the central atom. To the right, a dashed wedge, narrow toward the C u atom and widening toward a C l atom, is shown at the right side of the central C u atom. A solid wedge is similarly directed toward a C l atom below and slightly right of the central C u atom. This structure is enclosed in brackets with a superscript 2 negative sign present to the right of the brackets. In c, a structure is shown with a central C o atom. From the C o atom, line segments indicate bonds to H subscript 2 O molecules above and below the structure. Above and to both the right and left, dashed wedges indicate bonds to two H subscript 2 O molecules. Similarly, solid wedges below to both the right and left indicate bonds to two more H subscript 2 O molecules. Each bond in this structure is directed toward the O atom in each H subscript 2 O structure. This structure is enclosed in brackets. Outside the brackets to the right is a superscript 2 plus sign.

    Figura \(\PageIndex{3}\): Los complejos (a) [Ag(NH3)2]+, (b) [Cu(Cl)4]2−, y (c) [Co(H2O)6]2+ tienen números de coordinación de dos, cuatro y seis, respectivamente. Las geometrías de estos complejos son las mismas que hemos visto con la teoría VSEPR para los elementos del grupo principal: lineal, tetraédrico y octaédrico.

    Muchos otros ligandos se coordinan con el metal de formas más complejas. Los ligandos bidentados son aquellos en los que dos átomos se coordinan con el centro metálico. Por ejemplo, el etilendiamina (en, H2NCH2CH2NH2) contiene dos átomos de nitrógeno, cada uno de los cuales tiene un par solitario y puede servir como una base de Lewis (Figura \(\PageIndex{4}\)). Ambos átomos se pueden coordinar en un solo centro metálico. En el complejo [Co(en)3]3+, hay tres ligandos en bidentados y el número de coordinación del ion cobalto (III) es seis. Los números de coordinación más comunes son dos, cuatro y seis, pero se conocen ejemplos de todos los números de coordinación del 1 al 15.

    Two structures are shown. In a, H subscript 2 N appears at the left end of the structure. A short line segment extends up and to the right from the N atom to a C atom in a C H subscript 2 group. A short line segment extends down and to the right to another C atom in a C H subscript 2 group. A final short line segment extends from this C H subscript 2 group up and to the right to the N atom of an N H subscript 2 group. Each N atom in the structure has a pair of electron dots at its top. In b, a central C o atom has six N H subscript 2 groups attached with single bonds. These bonds are indicated with line segments extending above and below, dashed wedges extending up and to the left and right, and solid wedges extending below and to the left and right. The bonds to these groups are all directed toward the N atoms. The N H subscript 2 groups are each connected to C atoms of C H subscript 2 groups extending outward from the central C o atom. These C H subscript 2 groups are connected in pairs with bonds indicated by short line segments, forming 3 rings in the structure. This entire structure is enclosed in brackets. Outside the brackets to the right is a superscript 3 plus sign.

    Figura \(\PageIndex{4}\): (a) El ligando de etilendiamina (en) contiene dos átomos con pares solitarios que se pueden coordinar con el centro del metal. (b) El complejo de cobalto (III) \(\ce{[Co(en)3]^3+}\) contiene tres de estos ligandos, cada uno formando dos enlaces con el ion cobalto.

    Cualquier ligando que se une a un ion metálico central por más de un átomo donante es un ligando polidentado (o “muchos dientes”) porque puede morder el centro del metal con más de un enlace. El término quelato del griego “garra” también se usa para describir este tipo de interacción. Muchos ligandos polidentados son ligandos quelantes, y un complejo que consiste en uno o más de estos ligandos y un metal central es un quelato. Un ligando quelante también se conoce como un agente quelante. Un ligando quelante retiene el ion metálico de la misma manera que la garra de un cangrejo sostendría una canica. La Figura \(\PageIndex{4}\) muestro un ejemplo de un quelato y el complejo hemo en la hemoglobina es otro ejemplo importante (Figura \(\PageIndex{5}\)). Contiene un ligando polidentado con cuatro átomos donantes que se coordinan con el hierro.

    A structure is shown for the single ligand heme. At the center of this structure is an F e atom. From this atom, four single bonds extend up and to the right and left and below and to the right and left to four N atoms which are shown in red. Each N atom is a component of a 5 member ring with four C atoms. Each of these rings has a double bond between the C atoms that are not bonded to the N atom. The C atoms that are bonded to N atoms are connected to C atoms that serve as links between the 5-member rings. The bond to the C atom clockwise from the 5-member ring in each case is a double bond. The bond to the C atom counterclockwise from the 5-member ring in each case is a single bond. To the left of the structure, two of the C atoms in the 5-member rings that are not bonded to N are bonded to C H subscript 3 groups. The other carbons in these rings that are not bonded to N atoms are bonded to groups above and below. Above is a C H group double bonded to a C H subscript 2 group. Below is a C H subscript 2 group bonded to another C H subscript 2 group, which is bonded to a C O subscript 2 H group. At the right side of the structure, the C atoms in the 5-member rings that are not bonded to N atoms are bonded to additional structures. The C atom at to the right in the 5-member ring at the upper right is bonded to a C H group which is in turn double bonded to a C H subscript 2 group. Similarly, the right most C atom from the 5-member ring in the lower right is bonded to a C H subscript 3 group. The C atom from the 5-member ring not bonded to an N atom in the upper right region of the structure is bonded to a C H subscript 3 group above. Similarly, the C atom on the 5-member ring not bonded to an N atom in the lower right region of the structure is bonded to a C H subscript 2 group that is bonded to another C H subscript 2 group, which is bonded to a C O subscript 2 H group below.

    Figura \(\PageIndex{5}\): El hemo de un ligando individual contiene cuatro átomos de nitrógeno que se coordinan con el hierro en la hemoglobina para formar un quelato.

    Los ligandos polidentados a veces se identifican con prefijos que indican el número de átomos donantes en el ligando. Como hemos visto, los ligandos con un átomo donante, como NH3, Cl y H2O, son ligandos monodentados. Los ligandos con dos grupos donantes son ligandos bidentados. La etilendiamina, H2NCH2CH2NH2 y el anión de la glicina ácida, \(\ce{NH2CH2CO2-}\) (Figura \(\PageIndex{6}\)) son ejemplos de ligandos bidentados. Los ligandos tridentados, ligandos tetradentados, ligandos pentadentados y ligandos hexadentados contienen tres, cuatro, cinco y seis átomos donantes, respectivamente. El ligando hemo (Figura \(\PageIndex{5}\)) es un ligando tetradentado.

    <div data-mt-source="1"><img alt="A structure is shown. At the center of this structure is an P t atom. From this atom, two single bonds extend up and to the right and below and to the left to two O atoms which are shown in red. Similarly, two bonds extend up and to the left and down and to the right to N atoms in N H subscript 2 groups. The N atoms in these groups are in red. The N atoms are bonded to C H subscript 2 groups, which in turn are bonded to C atoms. These C atoms have doubly bonded O atoms bonded and oriented toward the outside of the structure. They are also singly bonded to the O atoms in the structure forming two rings connected by the central Pt atom."

    Figura \(\PageIndex{6}\):Cada uno de los ligandos aniónicos que se muestran arriba se une de forma bidentada al platino (II), con un átomo de nitrógeno y uno de oxígeno que se coordinan con el metal.

    Nombrando los complejos

    La nomenclatura de los complejos sigue el modelo de un sistema sugerido por Alfred Werner, un químico suizo que ganó el premio Nobel, cuyo destacado trabajo hace más de 100 años empezó la comprensión más clara de estos compuestos. Las siguientes cinco reglas se usan para nombrar los complejos:

    1. Si un compuesto de coordinación es iónico, nombre el catión primero y el anión en segundo lugar, de acuerdo con la nomenclatura habitual.
    2. Primero, nombre los ligandos y luego el metal central. Nombre los ligandos alfabéticamente. Los ligandos negativos (aniones) tienen nombres formados agregando -o al nombre de la raíz del grupo (p. Ej., Table \(\PageIndex{1}\). Para la mayoría de los ligandos neutros, se usa el nombre de la molécula. Las cuatro excepciones más comunes son el agua (H2O), la amina (NH3), el carbonilo (CO) y el nitrosilo (NO). Por ejemplo, nombre [Pt(NH3)2Cl4] como diaminotetracloroplatino (IV).
    3. Si hay más de un ligando de un tipo dado, el número se indica con los prefijos di- (para dos), tri- (para tres), tetra- (para cuatro), penta- (para cinco) y hexa- (para seis). A veces, los prefijos bis- (para dos), tris- (para tres) y tetrakis- (para cuatro) se usan cuando el nombre del ligando ya incluye di-, tri- o tetra-, o cuando el nombre del ligando comienza con una vocal. Por ejemplo, el ion bis (bipiridil) osmio (II) usa bis- para significar que hay dos ligandos unidos a Os, y cada ligando bipiridilo contiene dos grupos de piridina (C5H4N).
    Tabla \(\PageIndex{1}\): Ejemplos de los ligandos aniónicos
    Ligando aniónico Nombre
    F fluoro
    Cl cloro
    Br bromo
    I yodo
    CN ciano
    \(\ce{NO3-}\) nitrato
    OH hidroxo
    O2– oxo
    \(\ce{C2O4^2-}\) oxalato
    \(\ce{CO2^2-}\) carbonato

    Cuando el complejo es un catión o una molécula neutra, el nombre del átomo metálico central se escribe exactamente como el nombre del elemento y se sigue por un número romano entre paréntesis para indicar su estado de oxidación (Tablas \(\PageIndex{2}\), \(\PageIndex{3}\) y \(\PageIndex{3}\)). Cuando el complejo es un anión, el sufijo -ato se agrega a la raíz del nombre del metal, seguido por su estado de oxidación en números romanos.

    Tabla \(\PageIndex{2}\): Seleccione los complejos de coordinación según la carga total
    Ejemplos en los que el complejo es un catión
    [Co(NH3)6]Cl3 cloruro de hexaaminocobalto (III)
    [Pt(NH3)4Cl2]2+ ion tetraamina dicloro platino (IV)
    [Ag(NH3)2]+ ion diamina plata (I)
    [Cr(H2O)4Cl2]Cl cloruro de tetraaquadiclorocromo (III)
    [Co(H2NCH2CH2NH2)3]2(SO4)3 sulfato de tris (etilendiamina) cobalto (III)
    Ejemplos en los que el complejo es neutro
    [Pt(NH3)2Cl4] diamina tetracloro platino (IV)
    [Ni(H2NCH2CH2NH2)2Cl2] diclorobis (etilendiamina) níquel (II)
    Ejemplos en los que el complejo es un anión
    [PtCl6]2− ion hexacloroplatinato (IV)
    Na2[S nCl6] hexacloroestánato de sodio (IV)

    A veces, el nombre latino del metal se usa cuando el nombre en inglés no es adecuado. Por ejemplo, se usa ferrato en lugar de hierro, plomado en lugar de plomo y estannato en lugar de tinado. El estado de oxidación del metal se determina en función de las cargas de cada ligando y la carga total del compuesto de coordinación. Por ejemplo, en [Cr(H2O)4Cl2]Br, la esfera de coordinación (entre corchetas) tiene una carga de 1+ para equilibrar el ion bromuro. Los ligandos de agua son neutros y los ligandos de cloruro son aniónicos con una carga de 1 - cada uno. Para determinar el estado de oxidación del metal, establecemos la carga total igual a la suma de los ligandos y el metal: +1=−2+x, resultando en un estado de oxidación (x) de 3+.

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): Los números de coordinación y los estados de oxidación

    Determine el nombre de los siguientes complejos y proporcione el número de coordinación del átomo metálico central.

    1. Na2[PtCl6]
    2. K3[Fe(C2O4)3]
    3. [Co(NH3)5Cl]Cl2

    Solución

    1. Hay dos iones de Na+, por eso la esfera de coordinación tiene dos cargas negativas: [PtCl6]2−. Hay seis ligandos de cloruro aniónico, entonces −2 = −6 + x, y el estado de oxidación del platino es 4+. El nombre del complejo es hexacloroplatinato de sodio (IV) y el número de coordinación es seis.
    2. La esfera de coordinación tiene una carga de 3− (basada en el potasio) y cada uno de los ligandos de oxalato tienen una carga de 2−, por eso el estado de oxidación del metal está dado por −3 = −6 + x, y este es un complejo de hierro (III). El nombre es trisoxalatoferrato de potasio (III) (tenga en cuenta que se usa tris en lugar de tri porque el nombre del ligando comienza con una vocal). Dado que el oxalato es un ligando bidentado, este complejo tiene un número de coordinación de seis.
    3. En este ejemplo, la esfera de coordinación tiene una carga catiónica de 2+. El ligando NH3 es neutro, pero el ligando cloro tiene una carga de 1−. El estado de oxidación se da por +2 = −1 + x y es 3+, por eso el nombre del complejo es cloruro de pentaaminaclorocobalto (III) y el número de coordinación es seis.

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    El complejo dicianoargenato de potasio (I) se usa para fabricar los compuestos antisépticos. Proporcione la fórmula y el número de coordinación.

    Respuesta

    K[Ag(CN)2]; número de coordinación de dos

    Las estructuras de los complejos

    Las estructuras más comunes de los complejos en los compuestos de coordinación son octaédrica, tetraédrica y cuadrada plana (Figura \(\PageIndex{7}\)). Para los complejos de metales de transición, el número de coordinación determina la geometría alrededor del ion metálico central. La tabla \(\PageIndex{3}\) compara los números de coordinación con la geometría molecular:

    Figura \(\PageIndex{7}\): Estas son las geometrías de algunos complejos con números de coordinación de siete y ocho.

    Tabla \(\PageIndex{3}\): Los números de coordinación y la geometría molecular
    Números de coordinación Geometría molecular Ejemplo
    2 lineal [Ag(NH3)2]+
    3 trigonal plana [Cu(CN)3]2−
    4 tetraédrico (d0 or d10), estados de oxidación bajos para M [Ni(CO)4]
    4 plano cuadrado (d8) [NiCl4]2−
    5 bipiramidal trigonal [CoCl5]2−
    5 piramidal cuadrada [VO(CN)4]2−
    6 octaédrico [CoCl6]3−
    7 bipirámide pentagonal [ZrF7]3−
    8 antiprisma cuadrada [ReF8]2−
    8 dodecaedro [Mo(CN)8]4−
    9 y más estructuras mas complicadas [ReH9]2−

    Diferentemente de los átomos del grupo principal en los que tanto los electrones enlazantes como los no enlazantes determinan la forma molecular, los electrones d no enlazantes no cambian la disposición de los ligandos. Los complejos octaédricos tienen un número de coordinación de seis, y los seis átomos donantes están dispuestos en las esquinas de un octaedro alrededor del ion metálico central. En la Figura \(\PageIndex{8}\) se muestran ejemplos. Los aniones cloruro y nitrato en [Co(H2O)6]Cl2 y [Cr(en)3](NO3)3, y los cationes de potasio en K2[PtCl6], están fuera de las corchetas y no están unidos al ión metálico.

    Figura \(\PageIndex{8}\): Muchos complejos de los metales de transición adoptan geometrías octaédricas, con seis átomos donantes formando ángulos de enlace de 90° alrededor del átomo central con ligandos adyacentes. Tenga en cuenta que solo los ligandos dentro de la esfera de coordinación afectan la geometría alrededor del centro metálico.

    Para los metales de transición con un número de coordinación de cuatro, hay dos geometrías diferentes posibles: tetraédrica o cuadrada plana. Diferentemente de los elementos del grupo principal, donde estas geometrías se pueden predecir a partir de la teoría VSEPR, se requiere una discusión más detallada de los orbitales de los metales de transición (discutidos en la sección sobre La teoría del campo de cristal) para predecir cuales complejos serán tetraédricos y cuáles serán cuadrados planos. En complejos tetraédricos como [Zn(CN)4]2− (Figura \(\PageIndex{9}\)), cada uno de los pares de ligandos forma un ángulo de 109.5 °. En los complejos planos cuadrados, como [Pt(NH3)2Cl2], cada ligando tiene otros dos ligandos en ángulos de 90 ° (las posiciones cis) y un ligando adicional en un ángulo de 180 °, en la posición trans.

    Two structures are shown. In a, inside of brackets, a central Z n atom is bonded to 4 C atoms in a tetrahedral spatial arrangement. Short line segments are used to represent a bond extending above and down and to the left of the Z n atom. A dashed wedge with the vertex at the Z n atom and wide end at the C atom is used to represent a bond down and to the right of the Z n atom. The final bond is indicated by a similar solid wedge again directed down and only slightly right of the center beneath the Z n atom. Four groups of three parallel short line segments are shown indicating triple bonds extending from each C atom opposite the bond with Z n to an associated N atom. Outside the brackets a superscript of 2 negative is shown. In b, at the center of this structure is a P t atom. From this atom, a single bond represented by a dashed wedge extends from a vertex at the P t atom up and to the right to the N atom of an N H subscript 3 group. Similarly, a single bond represented by a solid wedge extends from a vertex at the P t atom down and to the right to the N atom of an N H subscript 3 group. Another single bond represented by a dashed wedge extends from a vertex at the P t atom up and to the left to a C l atom. Similarly, a single bond represented by a solid wedge extends from a vertex at the P t atom down and to the left to a C l atom.

    Figura \(\PageIndex{9}\): Los metales de transición con un número de coordinación de cuatro pueden adoptar una geometría tetraédrica (a) como en K2[Zn(CN)4] o una geometría cuadrada plana (b) como se muestra en [Pt(NH3)2Cl2].

    La isomería en los complejos

     

    Los isómeros son diferentes especies químicas que tienen la misma fórmula química. A veces, los metales de transición forman isómeros geométricos, en los que los mismos átomos están conectados a través de los mismos tipos de enlaces, pero con diferentes orientaciones en el espacio. Los complejos de coordinación con dos ligandos diferentes en las posiciones cis y trans de un ligando de interés forman isómeros. Por ejemplo, el ion octaédrico [Co(NH3)4Cl2]+ tiene dos isómeros. En la configuración cis, los dos ligandos de cloruro son adyacentes (Figura \(\PageIndex{1}\)). El otro isómero, la configuración trans, tiene los dos ligandos cloruro directamente uno frente al otro.

    Figura \(\PageIndex{10}\): Los isómeros cis y trans de [Co(H2O)4Cl2]+ contienen los mismos ligandos unidos al mismo ion metálico, pero la disposición espacial hace que estos dos compuestos tengan propiedades muy diferentes.

    Los diferentes isómeros geométricos de una sustancia son compuestos químicamente diferentes. Aunque tienen la misma fórmula, tienen propiedades diferentes. Por ejemplo, los dos isómeros de [Co(NH3)4Cl2]NO3 son diferentes colores; la forma cis es violeta y la forma trans es verde. Además, estos isómeros tienen diferentes momentos dipolares, solubilidades y reactividades. Para demostrar cómo la disposición en el espacio puede influir las propiedades moleculares, considere la polaridad de los dos isómeros [Co(NH3)4Cl2]NO3. Recuerde que la polaridad de una molécula o ión está determinada por los dipolos de enlace (que se deben a la diferencia en la electronegatividad de los átomos de enlace) y su disposición en el espacio. En un isómero, los ligandos de cloruro cis causan más densidad de electrones en un lado de la molécula que en el otro, esto lo hace polar. Para el isómero trans, cada ligando está directamente enfrente de un ligando idéntico, por eso los dipolos de enlace se cancelan y la molécula es apolar.

    Ejemplo \(\PageIndex{2}\): Los isómeros geométricos

    Identifique qué isómero geométrico de [Pt(NH3)2Cl2] se muestra en la Figura \(\PageIndex{9}\) b. Dibuja el otro isómero geométrico y escriba su nombre completo.

    Solución

    En la Figura \(\PageIndex{9}\) b, los dos ligandos de cloro están en posiciones cis. La otra forma se muestra después. Al nombrar los isómeros específicos, el descriptor aparece delante del nombre. Por eso, este complejo es trans-diaminedicloroplatino (II).

    El isómero trans de [Pt(NH3)2Cl2] tiene cada ligando directamente enfrente de un ligando adyacente.

    Ejercicio \(\PageIndex{2}\)

    Dibuje el ión trans-diaqua-trans-dibromo-trans-diclorocobalto (II).

    Respuesta

    Otro tipo importante de isómeros son los isómeros ópticos, o los enantiómeros, en los que dos objetos son imágenes especulares exactas, pero no se pueden alinear para que todas las partes coincidan. Esto significa que los isómeros ópticos son imágenes especulares no superponibles. Un ejemplo clásico de esto es un par de manos, en las que la mano derecha y la izquierda son imágenes especulares una de la otra, pero no se pueden superponer. Los isómeros ópticos son muy importantes en la química orgánica y la bioquímica porque los sistemas vivos a veces incorporan un isómero óptico específico y no el otro. Diferentemente de los isómeros geométricos, los pares de los isómeros ópticos tienen propiedades idénticas (punto de ebullición, polaridad, solubilidad, etc.). Los isómeros ópticos difieren solo en la forma en que afectan la luz polarizada y en cómo reaccionan con otros isómeros ópticos. Para los complejos de coordinación, muchos compuestos de coordinación como [M(en)3]n+ [en el que Mn+ es un ion metálico central como el hierro (III) o el cobalto (II)] forman enantiómeros, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{11}\). Estos dos isómeros reaccionarán de manera diferente con otros isómeros ópticos. Por ejemplo, las hélices de ADN son isómeros ópticos y la forma que se presenta en la naturaleza (ADN de la mano derecha) se unirá a un solo isómero de [M(en)3]n+ y no al otro.

    Figura \(\PageIndex{11}\): El complejo [M(en)3]n+ (Mn+ = un ion metálico, en = etilendiamina) tiene una imagen especular no superponible.

    El ion [Co(en)2Cl2]+ exhibe isomería geométrica (cis/trans), y su isómero cis existe como un par de isómeros ópticos (Figura \(\PageIndex{12}\)).

    This figure includes three structures. The first two are labeled “cis form (optical isomers).” These structures are followed by a vertical dashed line segment to the right of which appears a third structure that is labeled “trans form.” The first structure includes a central C o atom that has four N H subscript 2 groups and two C l atoms attached with single bonds. These bonds are indicated with line segments extending above and below, dashed wedges extending up and to the left and right, and solid wedges extending below and to the left and right. C l atoms are bonded at the top and at the upper left of the structure. The remaining four bonds extend from the central C o atom to the N atoms of N H subscript 2 groups. The N H subscript 2 groups are each connected to C atoms of C H subscript 2 groups extending outward from the central C o atom. These C H subscript 2 groups are connected in pairs with bonds indicated by short line segments, forming two rings in the structure. This entire structure is enclosed in brackets. Outside the brackets to the right is the superscript plus. The second structure, which appears to the be mirror image of the first structure, includes a central C o atom that has four N H subscript 2 groups and two C l atoms attached with single bonds. These bonds are indicated with line segments extending above and below, dashed wedges extending up and to the left and right, and solid wedges extending below and to the left and right. C l atoms are bonded at the top and at the upper right of the structure. The remaining four bonds extend from the central C o atom to the N atoms of N H subscript 2 groups. The N H subscript 2 groups are each connected to C atoms of C H subscript 2 groups extending outward from the central C o atom. These C H subscript 2 groups are connected in pairs with bonds indicated by short line segments, forming two rings in the structure. This entire structure is enclosed in brackets. Outside the brackets to the right is a superscript plus sign. The third, trans structure includes a central C o atom that has four N H subscript 2 groups and two C l atoms attached with single bonds. These bonds are indicated with line segments extending above and below, dashed wedges extending up and to the left and right, and solid wedges extending below and to the left and right. C l atoms are bonded at the top and bottom of the structure. The remaining four bonds extend from the central C o atom to the N atoms of N H subscript 2 groups. The N H subscript 2 groups are each connected to C atoms of C H subscript 2 groups extending outward from the central C o atom. These C H subscript 2 groups are connected in pairs with bonds indicated by short line segments, forming two rings in the structure. This entire structure is enclosed in brackets. Outside the brackets to the right is a superscript plus sign. This final structure has rings of atoms on opposite sides of the structure.

    Figura \(\PageIndex{12}\): Existen tres formas isoméricas de [Co(en)2Cl2]+. El isómero trans, formado cuando los cloros se colocan en un ángulo de 180°, tiene propiedades muy diferentes que las de los isómeros cis. Las imágenes especulares del isómero cis forman un par de isómeros ópticos, que tienen un comportamiento idéntico excepto cuando reaccionan con otros enantiómeros.

    Los isómeros de enlace ocurren cuando el compuesto de coordinación contiene un ligando que puede unirse al centro del metal de transición a través de dos átomos diferentes. Por ejemplo, el ligando CN se puede unir a través del átomo de carbono (ciano) o mediante el átomo de nitrógeno (isociano). De manera similar, SCN se puede unir a través del átomo de azufre o nitrógeno, produciendo dos compuestos distintos ([Co(NH3)5SCN]2+ o [Co(NH3)5NCS]2+).

    Los isómeros de ionización (o los isómeros de coordinación) ocurren cuando un ligando aniónico en la esfera de coordinación interna se reemplaza con el contraión de la esfera de coordinación externa. Un ejemplo simple de dos isómeros de ionización es [CoCl6][Br] y [CoCl5Br][Cl].

    Los complejos de coordinación en la naturaleza y la tecnología

    La clorofila, el pigmento verde de las plantas, es un complejo que contiene magnesio (Figura \(\PageIndex{13}\)). Este es un ejemplo de un elemento del grupo principal en un complejo de coordinación. Las plantas tienen el color verde porque la clorofila absorbe la luz roja y violeta; en consecuencia, la luz reflejada aparece verde. La energía resultante de la absorción de luz se usa en la fotosíntesis.

    Figura \(\PageIndex{13}\): (a) La clorofila se presenta en varias formas diferentes, y todas tienen la misma estructura básica alrededor del centro de magnesio. (b) el azul ftalocianina de cobre, un complejo de cobre plano cuadrado está presente en algunos tintes azules.

    Los catalizadores de los metales de transición

    Una de las aplicaciones más importantes de los metales de transición es como catalizadores industriales. Como usted recordará del capítulo sobre la cinética, un catalizador aumenta la velocidad de la reacción al disminuir la energía de activación y se regenera en el ciclo catalítico. Más del 90% de todos los productos manufacturados se producen con la ayuda de uno o más catalizadores. La capacidad de unir los ligandos y cambiar los estados de oxidación hace que los catalizadores de metales de transición sean muy adecuados para las aplicaciones catalíticas. El óxido de vanadio se usa para producir 230 millones de toneladas de ácido sulfúrico en todo el mundo cada año, este acido se usa para hacer de todo, desde fertilizantes hasta latas para los alimentos. Los plásticos se fabrican con la ayuda de los catalizadores de metales de transición, junto con los detergentes, fertilizantes, pinturas y más (Figura \(\PageIndex{14}\)). Los productos farmacéuticos muy complicados se fabrican con los catalizadores que son selectivos, que pueden reaccionar con un enlace específico de un gran número de posibilidades. Los catalizadores permiten que los procesos sean más económicos y respetuosos con el medio ambiente. El desarrollo de nuevos catalizadores y una mejor comprensión de los sistemas existentes son temas importantes en la investigación.

    Figura \(\PageIndex{14}\): (a) Los detergentes, (b) las pinturas y (c) los fertilizantes se producen usando los catalizadores de metales de transición. (crédito a: modificación del trabajo por “Mr. Brian” / Flickr; crédito b: modificación del trabajo por Ewen Roberts; crédito c: modificación del trabajo por “óseo” / Flickr)

    Muchos otros complejos de coordinación también tienen colores brillantes. El complejo plano cuadrado del azul ftalocianina de cobre (II) (de la Figura \(\PageIndex{13}\)) es uno de los muchos complejos que se usan como un pigmento o tinte. Este complejo se usa en la tinta azul, los jeans azules y en ciertas pinturas azules.

    La estructura del hemo (Figura \(\PageIndex{15}\)), el complejo que contiene el hierro en la hemoglobina, es muy similar a la de la clorofila. En la hemoglobina, el complejo hemo rojo se une a una molécula de proteína grande (globina) mediante la unión de la proteína al ligando hemo. Las moléculas de oxígeno transportan la hemoglobina en la sangre cuando se unen al centro del hierro. Cuando la hemoglobina pierde su oxígeno, el color cambia a un rojo azulado. La hemoglobina solo transportará el oxígeno si el hierro está en el estado de oxidación de 2+; la oxidación del hierro a Fe3+ evita el transporte del oxígeno.

    Figura \(\PageIndex{15}\): La hemoglobina contiene cuatro subunidades de proteínas, cada una de las cuales tiene un centro de hierro unido a un ligando hemo (se muestra en rojo), que está coordinado con una proteína de globina. Cada subunidad se muestra en un color diferente.

    A veces, los agentes complejantes se usan para ablandar el agua porque retienen los iones como Ca2+, Mg2+ y Fe2+, que endurecen el agua. Muchos iones metálicos también son indeseables en los productos alimenticios porque estos iones pueden catalizar reacciones que cambian el color de los alimentos. Los complejos de coordinación son útiles como conservantes. Por ejemplo, el ligando EDTA, (HO2CCH2)2NCH2CH2N(CH2CO2H)2, se coordina con los iones metálicos a través de seis átomos donantes y evita que ocurran las reacciones entre los metales (Figura \(\PageIndex{16}\)). Este ligando también se usa para secuestrar los iones metálicos en la producción de papel, textiles y detergentes, y también tiene usos farmacéuticos.

    Figura \(\PageIndex{16}\): El ligando EDTA se une fuertemente a una variedad de iones metálicos y forma complejos hexadentados.

    Los agentes complejantes que unen los iones metálicos también se usan como fármacos. British Anti-Lewisite (BAL), HSCH2CH(SH)CH2OH, es un fármaco que fue desarrollado durante la Primera Guerra Mundial como un antídoto para el gas de guerra Lewisita a base de arsénico. BAL ahora se usa para tratar el envenenamiento por los metales pesados, como el arsénico, mercurio, talio y cromo. El fármaco es un ligando y funciona produciendo un quelato del metal soluble en el agua; los riñones eliminan este quelato metálico (Figura \(\PageIndex{17}\)). Otro ligando polidentado, la enterobactina, que se aísla de ciertas bacterias, se usa para formar los complejos de hierro y controla la acumulación severa de hierro que se encuentra en pacientes que padecen enfermedades de la sangre como la anemia de Cooley, que requieren transfusiones frecuentes. Cuando la sangre transfundida se descompone, los procesos metabólicos habituales que eliminan el hierro se sobrecargan y el exceso de hierro puede llegar a niveles fatales. La enterobactina forma un complejo soluble en el agua con exceso de hierro y el cuerpo puede eliminar este complejo de forma segura.

    Figura \(\PageIndex{17}\): Los complejos de coordinación se usan como fármacos. (a) British Anti-Lewisite se usa para tratar el envenenamiento por metales pesados por coordinando metales (M), y la enterobactina (b) puede eliminar el exceso del hierro en la sangre.

    Ejemplo \(\PageIndex{3}\): La terapia de quelación

    Los ligandos como BAL y enterobactina son importantes en los tratamientos médicos para la intoxicación por metales pesados. Sin embargo, las terapias de quelación pueden alterar la concentración normal de los iones en el cuerpo, provocando efectos secundarios graves, por esta razón los investigadores están buscando nuevos fármacos de quelación. Un fármaco que se ha desarrollado es el ácido dimercaptosuccínico (DMSA), que se muestra en la Figura \(\PageIndex{18}\). Identifique cuales átomos de esta molécula podrían actuar como átomos donantes.

    Figura \(\PageIndex{18}\): El ácido dimercaptosuccínico se usa para tratar la intoxicación por metales pesados.

    Solución

    Todos los átomos de oxígeno y azufre tienen pares de electrones solitarios que se pueden usar para coordinarse con un centro metálico, por eso hay seis posibles átomos donantes. Geométricamente, solo dos de estos átomos se pueden coordinar con un metal a la vez. El modo de unión más común involucra la coordinación de un átomo de azufre y un átomo de oxígeno, formando un anillo de cinco miembros con el metal.

    Ejercicio \(\PageIndex{3}\)

    Algunos profesionales de la medicina alternativa recomiendan tratamientos de quelación para dolencias que no están claramente relacionadas con los metales pesados, como el cáncer y el autismo, aunque muchas organizaciones científicas no aconsejan esta práctica.1 Identifique al menos dos metales biológicamente importantes que podrían ser alterados por la terapia de quelación.

    Respuesta

    Ca, Fe, Zn, and Cu

    Los ligandos también se usan en la industria de la galvanoplastia. Cuando los iones metálicos se reducen para producir los recubrimientos metálicos delgados, los metales se pueden agrupar para formar grupos y nanopartículas. Cuando se usan los complejos de coordinación de metales, los ligandos mantienen los átomos metálicos aislados entre sí. Se ha visto que muchos metales se platean para tener una superficie más suave, uniforme, con mejor apariencia y más adherente cuando se platean en un baño que contiene el metal como un ion complejo. Por eso, los complejos como [Ag(CN)2]- y [Au(CN)2]- se usan extensivamente en la industria de la galvanoplastia.

    En 1965, los científicos de la Universidad Estatal de Michigan descubrieron que existía un complejo de platino que inhibía la división celular en ciertos microorganismos. Sus trabajos mostraron que el complejo era cis-diaminedicloroplatino (II), [Pt(NH3)2(Cl)2], y que el isómero trans no era eficaz. La inhibición de la división celular indicó que este compuesto plano cuadrado podría ser un agente anticanceroso. En 1978, la Administración de Drogas y Alimentos de los EE. UU. aprobó este compuesto, conocido como el cisplatino, para su uso en el tratamiento de ciertas formas de cáncer. Desde entonces, se han desarrollado muchos compuestos de platino similares para el tratamiento del cáncer. En todos los casos, estos son los isómeros cis y nunca los isómeros trans. La porción de diamina (NH3)2 se retiene con otros grupos, reemplazando la porción de dicloro [(Cl)2]. Los medicamentos más nuevos incluyen el carboplatino, oxaliplatino y satraplatino.

    Resumen

    Los elementos de transición y los elementos del grupo principal pueden formar compuestos de coordinación, o complejos, en los que un átomo o ión metálico central está unido a uno o más ligandos mediante enlaces covalentes coordinados. Los ligandos con más de un átomo donante se llaman ligandos polidentados y forman quelatos. Las geometrías comunes que se encuentran en los complejos son tetraédricas y cuadradas planas (ambas con un número de coordinación de cuatro) y octaédrica (con un número de coordinación de seis). Las configuraciones cis y trans son posibles en algunos complejos planos octaédricos y cuadrados. Además de estos isómeros geométricos, los isómeros ópticos (moléculas o iones que son imágenes especulares, pero no superponibles) pueden ocurrir en ciertos complejos octaédricos. Los complejos de coordinación tienen una extensa variedad de usos, incluido el transporte del oxígeno en la sangre, la purificación del agua y el uso de los farmacéuticos.

    Notas al pie de la página 

    1. National Council against Health Fraud, NCAHF Policy Statement on Chelation Therapy, (Peabody, MA, 2002).

    Glosario

    ligando bidentado
    ligando que se coordina con un metal central a través de enlaces coordinados de dos átomos diferentes
    metal central
    ion o átomo al que se unen uno o más ligandos mediante enlaces covalentes coordinados
    quelato
    complejo formado por un ligando polidentado unido a un metal central
    ligando quelante
    ligando que se une a un ion metálico central mediante enlaces de dos o más átomos donantes
    configuración cis
    configuración de un isómero geométrico en el que dos grupos similares están en el mismo lado de una línea de referencia imaginaria en la molécula
    número de coordinación
    sustancia que consiste en átomos, moléculas o iones unidos a un átomo central a través de interacciones ácido-base de Lewis.
    número de coordinación
    número de enlaces covalentes coordinados al átomo metálico central en un complejo o el número de contactos más cercanos a un átomo en forma cristalina
    esfera de coordinación
    ión o átomo metálico central más los ligandos adjuntos de un complejo
    átomo donante
    átomo en un ligando con un par solitario de electrones que forma un enlace covalente coordinado a un metal central
    isómero de ionización
    (o isómero de coordinación) isómero en el que un ligando aniónico es reemplazado por el contraión en la esfera de coordinación interna
    ligando
    ion o molécula neutra unida al ion metálico central en un compuesto de coordinación
    isómero de enlace
    compuesto de coordinación que posee un ligando que se puede unir al metal de transición de dos diferentes formas (CN versus NC)
    monodentado
    ligando que se une a un metal central a través de un solo enlace covalente coordinado
    isómero óptico
    (también, enantiómero) molécula que es una imagen especular no superponible con propiedades químicas y físicas idénticas, excepto cuando reacciona con otros isómeros ópticos
    ligando polidentado
    ligando que está unido a un ion metálico central por enlaces de dos o más átomos donantes, nombrados con prefijos que especifican cuántos donantes están presentes (por ejemplo, hexadentado = seis enlaces coordinados formados)
    configuración trans
    configuración de un isómero geométrico en el que dos grupos similares están en lados opuestos de una línea de referencia imaginaria en la molécula

    Contribuyentes y atribuciones

    • Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110)."

    • Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto.