Experimento 4

 

Experimento 4: Compuestos complejos en reacciones químicas Procedimiento: A) Reacción de Intercambio del tetracianomercurato de amonio con sal de cobalto

1) En un tubo de ensayo agregamos 3 gotas de Nitrato de mercurio II Y 5 gotas de sulfocianuro de amonio hasta que se disuelva Reacción:

Hg (NO3)2 + NH4

(NH4 )2 [ Hg ( SCN)4 ]

Observaciones:

  Primeramente se observa un color plomo y el soluto va disolviéndose hasta llegar a



un transparente. Carga:

NH4 : +2 Hg : +2 SCN : -4  Nomenclatura:

Tetraisotiocianomercurato Tetraisotiocianomercu rato de amonio Color:

Plomo a transparente. Paramagnetismo Paramagnetis mo y diamagnetismo: diamagnetismo:

El complejo presente es más diamagnético que paramagnético. 2) Se espera ver la l a reacción y se le agrega gotas de solución de nitrato de cobalto y se agita el tubo, se observa y se anota los cambios.

 

Reacción:

(NH4)2 [Hg (SCN)4] + Co (NO3)2. 6H2O

Co [Hg (SCN) 4 ]

Observaciones: 

  Se pudo observar que al agregar 5 gotas de nitrato de cobalto y agitando se obtuvo un precipitado de color azul violáceo.

Carga:

Co : +2 Hg : +2 SCN : -4  Nomenclatura:

Tetraisotiocianomercurato Tetraisotiocianomercu rato de cobalto. Color:

Azul violaceo Paramagnetismo Paramagnetis mo y diamagnetismo: diamagnetismo:

El complejo presente es más diamagnético que paramagnético.

Estructura:

SCN

SCN

Co

Hg SCN

SCN

Estructura: cuadrado planar Uso:

 

El tiocianato de mercurio tiene algunas aplicaciones en la síntesis química. Es el precursor del tritiocanato mercúrico de potasio (II) (K[Hg(SCN)3]) y el tritiocanato mercúrico de cesio (Cs[Hg(SCN)3]). (Cs[Hg(SCN )3]). El ión Hg(SCN)3- también puede existir de manera independiente, así podrá fácilmente reaccionar para formar los compuestos anteriores, entre otros.Sus reacciones con haluros orgánicos producen dos productos, uno con el azufre unido al compuesto orgánico y uno con el nitrógeno unido al compuesto orgánico. B) Reducción de plata a partir de su complejo amoniacal Procedimiento:

1) En un tubo de ensayo agregamos 4 gotas de solución de nitrato de plata y 4 gotas de hidróxido de sodio Reacción:

Ag (NO3) +NaOH

AgO

+

NaNO3 +H2O

Observaciones:

  Se formó un precipitado de óxido de plata de color marrón.



2) Asi formamos un precipitado de oxido de plata de un color marron claro al cual le adicionamos hidróxido de amonio y se forma el siguiente complejo. Reacción:

AgO

+ nH4OH

[ Ag ( NH3)2] OH

Observaciones:

  Observamos un cambio en la solucion y le agregamos una granalla de zinc



Carga:

OH: -1 Ag : +1 NH3 : 0 

 

Nomenclatura:

HIDROXIDO DE DIAMIN PLATA I Color:

INCOLORO Paramagnetismo Paramagnetis mo y diamagnetismo: diamagnetismo:

El complejo presente es más diamagnético que paramagnético. 3) al agregarle una granalla de zinc se observan cambios. Observaciones: 

El precipitado se torna de color negro mientras la granalla de zinc se desintegra y precipita. Usos:

Diamino de Plata tiene propiedades cariostáticas, cariostáticas, remineralizantes y bactericidas. La aplicación tópica de SDF es un procedimiento no invasivo que es rápido y fácil de usar. Recientemente fue aprobado por la Administración de Alimentos y Medicamentos de los Estados Unidos como un fluoruro para tratar los l os dientes hipersensibles. c) oxidación del hexaciano II ferrrato f errrato de potasio hasta hexaciano III ferrato de potasio

1) en un tubo de ensayo agregamos 4 gotas de permanganato de potasio y 2 gotas de acido sulfúrico Reacción: 

KMnO4 + H2SO4

MnSO4 +K2SO4 + H2O

2) posteriormente añadimos solucion de hexaciano II ferrato de potasio Reacción:

MnSO4 + K4[ Fe ( CN)6]

K3 [ Fe ( CN)6]

 

Observaciones:

  Observamos las reacciones de óxido reducción en la cual hay una variacion de



color debido a la reduccion del permanganato de potasio a sulfato de magnesio y el hexaciano II ferrato de potasio se oxida hasta hexaciano III ferrato de potasio. 3) Por ultimo a la l a solución obtenida le agregamos yoduro de potasio y anotamos las observaciones. Observaciones:

Al agregar yoduro de potasio a la solución no se evidencian grandes cambios. Carga:

k: +3 Fe : +3 CN : -1  Nomenclatura:

Hexaciano III ferrato de potasio Color:

Amarillo claro Paramagnetismo y diamagnetismo:

El complejo presente es más diamagnético que paramagnético. Usos:

1- Industria de alimentos El amarillo de Prusia también es conocido por su número de aditivo alimentario europeo aprobado: E536 y tiene diversos usos en la industria i ndustria alimentaria. Es usado como agente antiaglutinante tanto para la sal de carretera como para la sal de mesa.

 

  También tiene un uso enológico para eliminar el cobre y el hierro en la elaboración de vino. El cobre es usado como fungicidas en las uvas (Wageningen University, 2014). También es usado para la fermentación del ácido cítrico (D. S. Clark, 1965). El ferrocianuro de potasio también puede ser usado como fertilizante para las plantas. 2- Industria minera y metalurgia El ferrocianuro de potasio es usado para remover el cobre de los minerales de molibdeno. También es usado para la cementación del acero (Potassium ferrocyanide, K4Fe(CN)6, 2012). La cementación es un tratamiento termoquímico que se aplica en piezas de acero. El proceso aporta carbono a la superficie mediante difusión, que se impregna modificando su composición. 3- Reactivo de laboratorio El ferrocianuro de potasio se utiliza para determinar la concentración de permanganato de potasio, un compuesto que se utiliza a menudo en titulaciones basadas en reacciones redox. El ferrocianuro de potasio se utiliza en una mezcla con ferricianuro fe rricianuro de potasio y solución tamponada con fosfato para proporcionar un tampón para la beta-galactosidasa, que se utiliza para escindir X-Gal (5-bromo-4-cloro-3-indolil-β-D- galactopiranosido, dando una visualización en azul brillante donde un anticuerpo (u otra molécula), conjugado con Betagal, se ha unido a su objetivo. El compuesto también es usado para la producción del azul de Prusia. Al reaccionar con Fe (III) da un color azul prusiano, por lo que se utiliza como un reactivo de identificación para el hierro en laboratorios.

 

También es usado para la determinación de zinc en muestras de sulfuro de zinc. Se disuelve la muestra en HCl 6N y se hierve bajo campana para eliminar el sulfuro de hidrógeno, se neutraliza con hidróxido de amonio y se agregan 3 gotas de HCl. Experimento 5: ESTABILIDAD DE LOS IONES COMPLEXADOS Y DESTRUCCION DE COMPLEJOS A)COMPARACION DE ESTABILIDAD DE LOS IONES COMPLEXADOS PROCEDIMIENTO:

1) En 2 tubos de ensayo agregamos 4 gotas de solución de nitrato de plata y 4 gotas de cloruro de sodio: Reacción:

Ag ( NO3) + NaCl

AgCl

  Se obtienen 2 muestras de la solucion



2) En el primer tubo le agregamos solución de amoniaco y disolvemos AgCl + NH4OH

[Ag( NH3)2 ] Cl

3) Posteriormente agregamos yoduro de potasio y se obtuvo una nueva solucion, anotar lo observado.

Observaciones:

Primero se disolvió el cloruro de plata y al agregarle yoduro de potasio se obtuvo una solución lechosa de color amarillento. Carga:

Cl : -1 NH3 : 0 Ag: +1 

 

Nomenclatura:

Cloruro de diamin plata I Color:

Amarillo claro Paramagnetismo y diamagnetismo:

El complejo presente es más diamagnético que paramagnético. 4)En el segundo tubo agregamos tiosulfato de sodio y se observa una disolución del precipitado y con diferencias al primer tubo. REACCION:

AgCl + Na2S2O3

[Ag ( S2O3)] Cl

Luego le agregamos yoduro de potasio y se evidencio un cambio OBSERVACIONES: 

Se presenta una disolución lenta del cloruro de plata y al agregarle yoduro de potasio se obtuvo una solución blanca. Usos:

Muchas de las aplicaciones de AgCl se basan en su conversión sensible a la luz a plata metálica, como la preparación de películas fotográficas y lentes fotocrómicas. Es un electrodo de referencia importante que se usa en las células y también se usa para preparar ventanas infrarrojas, esmaltes de cerámica y vitrales. AgCl tiene propiedades desinfectantes / antisépticas y se usa en productos antimicrobianos, productos para curar heridas, desodorantes personales, tratamiento de agua y antídotos contra el envenenamiento por mercurio. b. destrucción del complejo por precipitación del formador del complejo

 

en un tubo de ensayo agregamos 5 gotas de sulfato de cobre y luego hidróxido de amonio hasta que el precipitado se disolvió formando un complejo de color azul Calixto. CuSO4 + NH4OH

Cu(OH)2 SO4 + NH3 

Complejo: dihidroxisulfato de cobre c. destrucción del complejo por formación de un ion complexadomas complexadomas estable

en un tubo de ensayo se agrego nitrato y cloruro de sodio para obtener cloruro de plata. AgNO3 + NaClAgCl

+ NaNO3 

luego disolvemos con solución de amoniaco: AgCl

+ NH4OH

[ Ag (NH3)2] Cl

Complejo: cloruro de diamin plata A la solucion obtenida le agregamos acido nítrico, obtuvimos un precipitado de cloruro de plata. [ Ag ( NH3)2] Cl + 2 HNO3AgCl

+ 2 NH4NO3

D. DISOCIACION DE SALES DOBLES:

En un tubo de ensayo agregamos el alumbre ( NH 4 )2 SO4. FeSO4. 6 H2O Para el reconocimiento del ion de Fe 2+ agregamos k4[ Fe ( CN )6] . observamos una coloracion azul de prusia oscuro lo cual indica la presencia de iones Fe2+. Y al agregar k3[ Fe ( CN ) 6 ] previamente preparado se observa un color azul de turumbul. DISCUSION: los presentes experimentos realizados presentan una compleja forma de realizar una serie de pasos para hacer llegar un trabajo completo que comprende la asignatura de quimicainorganica en el tema de los complejos de coordinación coordinación y todo lo que estos implican asi como su color y las l as reacciones presentan al mezclarsos con ciertos elementos y compuestos inorgánicos con soluciones previamente preparadas por los mismos

 

estudiantes del curso. Es preciso indicar sin embargo que los resultados obtenidos al realizar la practica de manera sistematica no fue del todo un éxito debido a que los complejos obtenidos en pequeños casos no mostraban las características explicadas en la guía.pero es grato iformar que el trabajo se desarrollo de manera exitosa por lo cual se cumplio con los objetivos previamente planeados.

  Como bien es sabido los compuestos de coordinacion al presentar elementos de



transición en sus estructuras tienden a tomar colores caracteristicos de ellos que en algunos casos no pueden salir debido ala deficiencia en el trabajo realizado

  La formación de los complejos asícomo las reacciones que se producen en los



complejos fueron exactos pero en algunos casos se alejaba un poco del color teórico probablemente debido a que las soluciones no se prepararon de la mejor manera.

  El trabajo cumple con el propósito de la guía.



CONCLUSIONES:  

Cada compuesto de coordinacion presenta una nomenclatura la cual cumple con normas ya establecidas.

 

Los diferentes compuestos de coordinacion presentan propiedades como las de presentar un centro metalico y ligandos, los cuales reaccionan con otros elementos y compuestos inorgánicas para formar una gama de colores.

 

La practica se refiere a la formación de complejos o compuestos de coordinación, como es que estos se presentan en las reaciones químicas y las propiedades del mismo.

 

El trabajo realizado es un trabajo de análisis muy integro que nos permitio una buena ejecución de la parte teorica en el laboratorio.

 

 

 

 

Complejo (química)  (química)  Ir a la navegaciónIr a la búsqueda  búsqueda 

Cisplatino,, PtCl  Cisplatino 2(NH  3) 

 

2 

Un complejo formado por un átomo de  de  platino platino  coordinado con dos  dos cloruros cloruros  (en verde) y dos grupos  amino grupos amino.. Este complejo basado en el platino reacciona in vivo, uniéndose al ADN celular y causando  apoptosis causando apoptosis,, por lo que se utiliza como agente quimioterápico en el tratamiento de muchos tipos de cáncer.

Catalizador de Grubb  Grubb de primera generación ([bencilideno - bis(triciclohexilfosfina) diclororutenio]), un complejo que contiene  contiene rutenio rutenio  coordinado con dos ligandos  ligandos cloruro cloruro  ecuatoriales (en verde) dos grupos  triciclohexilfosfina grupos triciclohexilfosfina  axiales (arriba y abajo) y un grupo benicilideno también ecuatorial (hacia la derecha). Este complejo utilizado como catalizador tiene muy variadas aplicaciones en  en  síntesis orgánica  industrial. orgánica

 

Cianocobalamina también llamada vitamina B12 aquí el núcleo de coordinación Cianocobalamina  c oordinación es un átomo de  cobalto de cobalto  tetracoordinado ecuatorialmente por los nitrógenos de un anillo  anillo  porfirina porfirina  (en azul) y axialmente por un  un nitrilo nitrilo  (arriba) y un nitrógeno de un grupo  grupo benzimidazol benzimidazol  (abajo)

En química En  química  se denomina complejo  a una entidad que se encuentra formada por una complejo a asociación que involucra a dos o más componentes unidos por un tipo de  de enlace químico, químico,  el  enlace de coordinación, el coordinación, que normalmente es un poco más débil que un  un  enlace covalente  típico covalente típico..1  Por una costumbre histórica el término complejo complejo se  se utiliza principalment principalmente e para describir a aquel tipo de estructura molecular que usualmente se encuentra formada por un átomo central (el cual es con frecuencia un  un catión catión  metálico metálico)) que se encuentra enlazado a otras entidades moleculares que lo rodean llamadas  llamadas ligandos ligandos.. Esta última acepción también se conoce 2 como entidad de coordinación coordinación..   El término también es utilizado para referirse a una enorme cantidad de estructuras  inestables estructuras inestables  o metaestables metaestables  que participan como intermediarias en diferentes reacciones; por lo cual es preferible utilizar siempre que se pueda un término más explicativo para referirse a estos compuestos. En este sentido el término complejo es mucho más amplio, pero menos preciso. En química inorgánica, por ejemplo, se prefiere utilizar el término entidad de coordinación en lugar de complejo. La química de los complejos tiene numerosas aplicaciones tanto teóricas como prácticas sirviendo por ejemplo: para explicar detalles tan comunes como el color de las  piedras preciosas;; la elaboració preciosas elaboración n industrial de  de polímeros polímeros,, pigmentos pigmentos,, vidrios vidrios  incoloros y de colores;  electrodepósito colores; electrodepósito  de metales; formulación de  de ablandadores de agua  agua para productos de limpieza hogareños y hasta el tratamiento de algunas intoxicaciones y la base teórica que permite comprender la mayoría de las reacciones  reacciones enzimáticas enzimáticas  que permiten la existencia de la vida.

Índice   1Consideraciones previas  previas    2Generalidades Generalidades     3Historia Historia  

  

  4Naturaleza de la unión grupo central-ligando  central-ligando    5Ligandos Ligandos   o  5.1Ligandos 5.1 Ligandos monodentados  monodentados  5.2Ligandos 5.2 Ligandos polidentados o agentes quelantes  quelantes  o  5.3Ligandos 5.3 Ligandos ambidentados  ambidentados  o    6Carga y número de coordinación  coordinación    7Formulación y nomenclatura  nomenclatura  7.1Reglas 7.1 Reglas de formulación  formulación  o  7.2Reglas 7.2 Reglas de nomenclatura  nomenclatura  o    8Complejos metálicos  metálicos    9Estructura espacial de los complejos  complejos  9.1Geometría 9.1 Geometría   o  9.1.1Lineal Lineal     9.1.1   9.1.2 9.1.2Trigonal Trigonal plana  plana  9.1.3Tetraédrica Tetraédrica     9.1.3

 

 

 

 

             

9.1.4Plano cuadrada  9.1.4Plano cuadrada  9.1.5Bipiramidal 9.1.5 Bipiramidal trigonal  trigonal  9.1.6Piramidal 9.1.6 Piramidal cuadrado  cuadrado  9.1.7Octaédrica 9.1.7 Octaédrica   9.1.8Prismática 9.1.8 Prismática trigonal  trigonal  9.1.9Bipiramidal 9.1.9 Bipiramidal pentagonal  pentagonal  9.1.10 Antiprismática cuadrada  cuadrada 



 

9.1.11 9.1.11Bipiramidal Bipiramidal hexagonal 9.1.12Tetraédrica 9.1.12 Tetraédrica hexagonal  triapicada   triapicada  9.1.13Cúbica Cúbica     9.1.13 9.1.14Prismática Prismática trigonal triapicada  triapicada    9.1.14 9.1.15Índices Índices de coordinación superiores a 9  9    9.1.15 o  9.2Galería 9.2 Galería de geometrías  geometrías    10 10Isomería Isomería   o  10.1Estereoisomería 10.1 Estereoisomería     10.1.1 10.1.1Isomería Isomería geométrica  geométrica  10.1.2Isomería Isomería óptica  óptica    10.1.2 10.2Isomería 10.2 Isomería estructural  estructural  o  10.2.1Isomería Isomería de enlace  enlace    10.2.1   10.2.2 10.2.2Isomería Isomería de esfera de coordinación  coordinación     11 11Estructura Estructura electrónica de los complejos  complejos  





  11.1 11.1Teoría Teoría del campo cristalino (TCC)  (TCC)    11.2 11.2Teoría Teoría del enlace de valencia (TEV)  (TEV)   11.3Teoría 11.3 Teoría de orbitales moleculares (TOM)  (TOM)   o  o  11.4Teoría 11.4 Teoría del campo de ligantes (TCL)  (TCL)  12Coloración 12 Coloración de los complejos  complejos  13Propiedades 13 Propiedades magnéticas de los complejos  complejos  14Propiedades 14 Propiedades químicas de los complejos  complejos  15Véase 15 Véase también  también  16Bibliografía 16 Bibliografía   17Referencias 17 Referencias   o o

           

     

Consideraciones previas[editar ]  Los complejos más sencillos responden a un tipo de estructura molecular que se encuentra generalmente formada por un grupo central (generalmente un  un  catión catión)) llamado núcleo de  que posee orbitales de valencia no ocupados, rodeado por un cierto número coordinación que coordinación de  moléculas de moléculas  o iones iones  que poseen  poseen pares de electrones  electrones no compartidos. Estos electrones no compartidos pueden ser inyectados en los  los orbitales orbitales  vacíos del grupo central para formar enlaces coordinados.  Aunque en en general general el grupo central es un catión también puede puede ser un átomo átomo neutro, por ejemplo un átomo de  de gas noble, noble, o una molécula y puede poseer carga positiva, negativa o carecer por completo de carga.  A los iones o moléculas moléculas que participan participan de de la estructura estructura molecular molecular inyectando inyectando su par par de electrones no compartidos se les denomina genéricamente  genéricamente  ligandos ligandos..   Al aducto  Al  aducto  formado por el grupo central y los ligandos se le denomina entidad de coordinación y coordinación  y a los compuestos que contienen entidades de coordinación en su constitución se les denomina compuestos de coordinación. coordinación.

 

Un ligando enlazado a un átomo central se dice que está coordinado a ese átomo. El número de pares de  de electrones electrones  que es capaz de aceptar el grupo central se denomina  denomina  número de coordinación..  coordinación

Generalidades[editar ]  Los átomos de los elementos metálicos tienen una clara tendencia a perder electrones para convertirse en iones con carga positiva (cationes), esto es así porque en general poseen un  radio atómico  un atómico elevado en relación a la carga de sus núcleos, lo que posibilita que sus  electrones de valencia  sus valencia se desprendan con mucha facilidad. (Al ser los electrones de valencia los que se encuentran a mayor distancia del  del  núcleo núcleo,, son los que menos atracción  electrostática atracción electrostática  experimentan y por lo tanto son los que se desprenden con mayor facilidad.) Esto puede conducir a la idea de que los iones metálicos con carga positiva (cationes) deberían ser muy abundantes en la naturaleza. Sin embargo los cationes metálicos rara vez se encuentran en estado libre en la naturaleza, esto es así porque al perder uno o más electrones su  su radio radio  disminuye y su carga eléctrica aumenta. Un aumento en la relación carga/radio significa una disminución de la  la  estabilidad termodinámica  termodinámica de una especie química. En general los cationes metálicos poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente interactúan con otros iones, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte  termodinámicamente resulte termodinámicamente  más estable. A esta estabilización la consiguen ya sea interactuando con moléculas neutras, que provocaoun del  radio molecular   y una consiguiente disminución de la relaciónlocarga/radio; conaumento iones dedel  con carga negativa (aniones) los que además de provocar un aumento en el radio molecular brindan una estabilidad adicional adicional al “aliviar” al catión aportando cargas negativas. Es común que en estas asociaciones, las moléculas o iones que otorgan estabilidad al catión central actúen como  como bases de Lewis, Lewis, es decir, que al poseer uno o más pares de electrones no compartidos sean capaces de "inyectar" esos electrones en  en  orbitales orbitales  vacíos del catión para aumentar su estabilidad. Los cationes metálicos casi siempre se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de complejo que los estabiliza; con mucha frecuencia el agente acomplejante suele ser el  solvente el solvente  donde se encuentran disueltos. Una buena parte de las  las sales sales  metálicas de los metales de los grupos principales y de  transición de transición  se encuentran  encuentran hidratadas hidratadas.. Las  Las  aguas de hidratación  hidratación actúan como ligandos que rodean metal, de enlazándose a través de cobalto un par  electrónico un  no compartido  compartido  del el agua. Un en ejemploalnotable esto son las sales de  de cobalto  que se utilizan para "predecir tiempo" algunos juegos infantiles, en estas el cobalto se encuentra coordinado por un número de moléculas de agua que cambia con la  la humedad ambiental, ambiental, el cambio en la coordinación del cobalto provoca un cambio en el color de la sal, de azul a rosado al aumentar la humedad y a la inversa. La mayor parte de la química de complejos conocida trata de complejos formados por entidades de coordinación con núcleos de coordinación que son cationes metálicos, sin embargo debe quedar claro que también existen complejos en los cuales estos núcleos de coordinación son átomos no metálicos, o participan con carga cero, o se trata de moléculas en lugar de átomos. Incluso hasta hay algunos en los cuales el núcleo tiene carga negativa.

Historia[editar ] 

 

  Jöns Jacob Berzelius  Berzelius 

Con el constante avance que tuvo la  la  química química  en sus comienzos como ciencia exacta, pronto se sintetizaron una serie de nuevos  nuevos  compuestos compuestos  que resultaron muy llamativos, especialmente por sus colores. Estos compuestos químicos, a falta de una descripción más adecuada, tomaron los nombres de sus creadores. Así se dieron a conocer por ejemplo la  la  sal de Magnus  (2PtCl  Magnus 2·2NH  3) o la  la sal de Erdmann  Erdmann (KNO  2·Co(NO  2)  2·2NH  el  azul de Prusia, Prusia, también conocido como Berliner 2). Otro de estos vistosos compuestos fue el  Blau o azul de Berlín, (KCN·Fe(CN)  2·Fe(CN)  3) producido por  Diesbach Diesbach  en Berlín a comienzos del siglo XVIII. Muchos de los primeros complejos fueron utilizados como pigmentos por los pintores de la época. Estos compuestos presentaban dos notables propiedades que los diferenciaban de los conocidos hasta el momento: Primero los brillantes cambios de color asociados a su formación, y segundo la reactividad alterada de los iones que participaban. Hasta mediados del  del siglo XIX  XIX los químicos no comenzaron a interesarse por la verdadera naturaleza de su constitución y por su relación con otros compuestos más sencillos.  Al principio se encontró encontró,, como se puede notar notar en las las  fórmulas fórmulas  arriba expresadas, que estos compuestos parecían estar formados por la asociación de otros compuestos más sencillos. Esto llevó a identificarlos como "compuestos "compuestos moleculares", para diferenciarlos de los "compuestos atómicos" más simples; y por último, se les dio el nombre de COMPLEJOS , para diferenciarlos de los compuestos simples. A decir verdad, éste era un nombre acertado para la época, pues era difícil encontrarles una estructura valedera que pudiera explicar todas sus propiedades. A la par de ello el número de complejos conocidos aumentaba a medida que progresaba su estudio. El desarrollo de  de modelos modelos  que permitieran explicar su naturaleza, tuvo que esperar la aparición de teorías y modelos válidos para compuestos más sencillos. Los pasos fundamentales en este sentido fueron en primer lugar, la definición de lo que se consideraba un compuesto "verdadero", más conocida como  como Ley de las proporciones definidas, definidas , propuesta por  J.L. Proust  en 1799, la cual establece que: « un compuesto determinado siempre estará constituido Proust

 

mismas proporciones  por las mismas proporciones de sus element elementos os constituyentes constituyentes». En otras palabras lo que hoy

conocemos como "estequiometría estequiometría  definida". Esta primera definición fue trascendental para separar unos compuestos de otros, especialmente en el caso de los complejos. Luego, en 1827,  1827, J.J. Berzelius  Berzelius introdujo el concepto de  de isomería isomería,, el cual complementa la definición anterior pero introduce una pregunta clave: ¿cómo se unen entre sí los átomos? Para encontrar una respuesta a esta pregunta fue definitiva la  la  teoría de los tipos, tipos, propuesta por  Ch. Gerhardt  Gerhardt (hacia el año 1853), desarrollada para el  el  amoníaco amoníaco  por  Ch. A. Wurtz  Wurtz en 1849 yesta ampliada y trabajada por  A.  A. W. Von Hofmann Hofmann   (), hoy conocida comounidos "Teoríalos delátomos amonioen amonio" "; los esta   teoría teoría  fue una primera aproximación para explicar cómo estaban abundantes "complejos" que contenían amoníaco. Simultáneamente, se desarrolla la "Teoría de la Fuerza de Combinación" o "Teoría de la atomicidad"" (una primera aproximación al actual concepto de  atomicidad de  valencia valencia,, propuesta por  E. Frankland  en 1852 como una extensión de la ley de las proporciones definidas; esta teoría Frankland establece que «cada elemento sólo se puede unir a un número fijo de otros elementos ». Así, se podía asegurar que la atomicidad del cinc siempre era dos y la del nitrógeno o la del fósforo era 3 o 5.

Friedrich August Kekulé von Stradonitz  Stradonitz 

F.A. Kekulé  Kekulé en 1858, propone la noción de que muchos compuestos orgánicos tenían que ser producto de la unión entre sí de átomos de  de  carbono carbono  en forma de cadenas. Además de lo conocido con anterioridad, esta noción influyó necesariamente en un segundo modelo desarrollado en 1869 y sustentado con éxito durante varias décadas por los escandinavos  Blomstrand escandinavos Blomstrand,, profesor de Química en Lund (Suecia) y su alumno  alumno Jörgensen Jörgensen,,  quien fuera más tarde profesor en la Universidad de Copenhague y uno de los experimentadores más sobresalientes de la química de la la coordinación. embargo el mismo Jörgensen habría de sintetizar el compuesto que definiría validez de suSin teoría, concluyendo al final que su modelo, conocido como teoría de las cadenas, era incorrecto.

 

   Alfred Werner  

El reconocimiento de la verdadera naturaleza de los complejos , se inicia con  con Alfred  Alfred Werner  (1866-1919) profesor de Química en  en Zúrich Zúrich,, quien demostró que las moléculas neutras que participaban en la formación de un complejo (entidad de coordinación) estaban directamente enlazadas al metal, de manera tal que las sales complejas como el CoCl   3·6NH  3 debían ser formuladas correctamente como [Co(NH   3)  6]3+ Cl−  3. También demostró que se originaban profundas consecuencias  consecuencias  estereoquímicas estereoquímicas  si se hacía la suposición de que las moléculas o iones (ligandos) alrededor del metal ocupaban posiciones en los vértices de un  un cuadrado cuadrado  o de un  un octaedro octaedro..   Alfred Werner, propuso propuso que los átomos podían exhibir simultáneamente simultáneamente más de un tipo de  valencia de valencia.. La primera parte de su  su teoría teoría  de la coordinación, publicada en 1893, puede resumirse en los siguientes tres postulados: 

   1. La mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de valencia, la valencia

o

primaria o unión ionizable, hoy conocida como  como número de oxidación  oxidación y la valencia secundaria o unión no ionizable, hoy conocida como  como  número de coordinación. coordinación.    o  2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como su valencia 

secundaria.   3. La valencia secundaria o  o número de coordinación, coordinación, está distribuida en posiciones o  

definidas en el espacio. Estos tres postulados daban una explicación satisfactoria a las principales preguntas que se venían planteando los químicos con respecto a los "complejos". Tomando como ejemplo para la aplicación de los postulados la bien conocida serie de las  las  aminas aminas  CoCl  3·6NH  3, CoCl  3·5NH 

 

3, CoCl  3·4NH  3, CoCl  3·3NH  3, se tiene que la valencia primaria o estado de oxidación del  del cobalto cobalto  en todos los casos es

3+, y la valencia secundaria o número de coordinación de este  este  ion ion  es 6. El  El estado de oxidación  3+ del cobalto está compensado, como se ve claramente en todos los casos, por 3 oxidación iones  cloruro iones cloruro.. En el primer ejemplo todos los cloruros son iónicos y no forman parte del catión complejo [Co(NH  3)  6]3+ ; el número de coordinación 6 está satisfecho por 6 grupos NH  3. En el segundo ejemplo, el número de coordinación está satisfecho por 5 NH  3 y 1 Cl−  , [CoCl(NH  3)  5]2+ y únicamente dos cloruros son iónicos. En el tercer caso, 4 NH   3 y 2 Cl−  satisfacen el número de coordinación [CoCl  2(NH  3)  4y]+en el último caso lo satisfacen 3 NH  3 y 3 Cl−  , [CoCl  3(NH  3)  3].

El tercer postulado llevó a Werner a afirmar que la presencia de  de  isomería óptica  óptica para complejos del tipo [M(AA)  3] (Donde AA es un ligando bidentado) era evidencia de una estructura  estructura octaédrica octaédrica  y que esta isomería era debida a la asimetría de la molécula; algunos  algunos  químicos orgánicos  orgánicos trataron de refutar su  su hipótesis hipótesis  aduciendo que la actividad óptica se debía a la presencia de átomos de carbono en la estructura y que esta propiedad era exclusivamente debida al carbono. Esta controversia llevó a Werner y su grupo en 1914 a sintetizar el más extraordin extraordinario ario complejo de la) época, el  el hexol hexol  ([Co(Co(NH  3 4)  3(OH)  6]), que no contenía carbono en su estructura.

 

del hexol estructura del  hexol  

El hexol presentó, como hoy es obvio,  obvio, isomería óptica, óptica, consolidando la teoría de la coordinación, y además mostrando que esta isomería es una función de las  las  operaciones de simetría  de las moléculas en general y no específica de un único tipo de átomo. simetría La conclusión de Werner sentó uno de los argumentos de mayor peso para considerar a la química como una sola, con normas generales, y derrumbar murallas impuestas artificialmente entre la  la química orgánica  orgánica y la  la inorgánica inorgánica..  Werner obtuvo el  el Premio Nobel  Nobel en 1913 por el desarrollo de su teoría de la coordinación. En sus conceptos fundamentales, esta teoría continúa vigente ya que permite explicar correctamente muchos de los aspectos estructurales de los compuestos de coordinación. Los estudios estereoquímicos de Werner fueron seguidos más tarde por las ideas de  de  G. N. Lewis  y N. V. Sidgwick, Lewis Sidgwick, quienes propusieron que eran los electrones de la última órbita de un átomo los responsables de los enlaces químicos y que « un un  enlace químico  químico requería compartir un par de electrones» de manera tal que quedara cumplida la condición de que cada átomo participante en el enlace obtuviera al final ocho electrones en su capa más externa (Regla del octeto)). octeto Con respecto a los compuestos de coordinación, Lewis postuló que: « los grupos que están unidos al ion metálico, conformando la  la  entidad de coordinación, coordinación, poseen pares libres de electrones, es decir, que no están compartidos en un enlace» y definió el  el número de el número real de pares de electrones que están unidos al átomo coordinación coordinación  metálico ».  como «

En otro aspecto de su teoría, Lewis propuso una definición más general para  para ácidos ácidos  y bases bases,,  en la cual una base es aquella que tiene un par libre de electrones que puede donar a otro átomo, mientras que un ácido es la sustancia que puede aceptar un par libre de electrones para formar un enlace. En este sentido, el ion metálico en un complejo es un ácido de Lewis y los grupos que están unidos a este ion en la entidad de coordinación son bases de Lewis. Lewis propuso su modelo en 1916 y Sidgwick lo amplió hacia 1927, y resultó una verdadera revolución en la química porque permitió explicar de manera sencilla la naturaleza del enlace químico en compuestos sumamente diversos, llegando por ejemplo a considerar bajo esta óptica, a toda la química de complejos como simples reacciones ácido-base. EL modelo de Lewis fue posteriormente ampliado y completado por la  la  Teoría del Enlace de Valencia  (TEV) y la  Valencia la Teoría de Orbitales Moleculares  Moleculares (TOM) que nos permiten actualmente interpretar la gran mayoría de las reacciones y propiedades de los complejos.

Ejemplo de un ion complejo octaédrico

Naturaleza de la unión grupo central-ligando[editar ] 

 

son  nucleófilos Normalmente los ligandos son  nucleófilos,, aniones, moléculas polares o fácilmente polarizables que poseen al menos un par de  de electrones de valencia no compartidos, compartidos, tales como H  2O, NH  3, X−  , RCN−  , etc. Esto induce en un principio a tratar de explicar de manera sencilla las atracciones que se establecen entre ligandos y cationes como de naturaleza electrostática: el par de electrones del ligando es intensamente atraído por la alta carga del catión, forzando a la molécula o anión que lo posee a acercarse. Sin embargo este enfoque no permite explicar cómo se forman los complejos con grupos centrales neutros o con carga negativa. Una mejor aproximación es considerar a la unión grupo central-ligando como un tipo particular de  aducto de aducto  de Lewis en el cual participan los electrones del par electrónico no compartido del ligando y los orbitales vacíos (ya sean atómicos o moleculares) del grupo central. En este enlace el ligando aporta un par de electrones de valencia no compartidos (base de Lewis), y el grupo central los acepta (ácido de Lewis) para formar uno de los  los enlaces covalentes  covalentes del complejo. La unión que se establece entre grupo central y ligando es por tanto de tipo covalente. Este tipo de unión covalente en el cual uno de los átomos aporta los dos electrones del enlace, recibe el nombre de  de enlace covalente coordinado. coordinado.  Con base en este modelo, algunos autores hacen una diferencia entre el enlace covalente propiamente dicho, en donde se supone que cada átomo comprometido aporta un electrón para formar el enlace por par electrónico, y el enlace de coordinación, en donde se propone que sólo uno de los átomos comprometidos en el enlace aporta el par de electrones. Si bien esta diferenciación ayuda a entender el origen del enlace, una vez formado el compuesto de coordinación ya no tiene sentido, puesto que los enlaces son equivalentes. El ejemplo más sencillo para ilustrar lo anterior es el del H  3N y el H  3N-H+ o mejor NH+ 4, en el que se podría pensar que este último enlace es diferente por ser coordinado y en algunos textos hasta se llega a representar como H  3N→H+ ;4 es sin embargo, el ion NH + en el que cada uno los cuatro enlaces es equivalente a los otros y un tetraedro regular, por lo tanto, imposible de diferenciar. La facilidad con la cual se forma este enlace covalente es explicada de manera sencilla por la capacidad del grupo central para deformar la  la  nube de electrones  electrones del ligando, esta capacidad es tanto mayor cuanto mayor es la relación carga/radio carga/radio del mismo. Esto permite deducir por qué los cationes, y en especial aquellos con mayor carga y menor tamaño son los que forman complejos con mayor facilidad.

 

  Son los orbitales f  los  los que participan en los metales de transición interna

Esta última regla tiene, sin embargo, algunas desviaciones: por ejemplo el  el cromo cromo  Cr 3+ 3+ que tiene un radio iónico de 0.62 Å forma complejos con mayor facilidad que el  el aluminio aluminio  Al  Al3+ , que posee un radio iónico de 0.45 Å. En estos casos cabe considerar el impedimento que poseen determinados aniones o moléculas de gran tamaño para acercarse lo suficiente como para formar el enlace con los orbitales vacíos del grupo central. La posibilidad de que se forme un enlace entre ligando y grupo central se encuentra condicionada en primer lugar por la existencia o no de orbitales vacíos en el grupo central, y en segundo lugar por la interferencia espacial que se ocasionan entre sí las mismas moléculas de ligando al al tratar de acceder a las posiciones donde seria posible que se forme el enlace; esto se conoce como  como impedimento estérico. estérico. Uno se puede hacer una idea bastante buena del impedimento estérico al imaginar un montón de cerditos tratando de acceder a un comedero demasiado pequeño. Es en gran parte por esto que la química de coordinación está dominada por los  metales de transición  y de  transición de transición interna, interna, ya que se trata de átomos capaces de adquirir elevadas relaciones carga/radio, que poseen en general un gran número de orbitales de valencia desocupados (orbitales d  d en metales de transición y  y orbitales f  en los de transición interna), y que aun así poseen un  un radio radio  lo suficientemente elevado como para permitir el acercamiento de un gran número de ligandos.

Ligandos[editar ] 

Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que cuenten al menos con un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica, y entre ellos los más importantes son el  oxígeno el oxígeno  y el  el nitrógeno nitrógeno,, dando paso luego al  al  carbono carbono,, fósforo fósforo,, azufre azufre,, cloro cloro,, flúor , etc. Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan ligandos monodentados,, mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre monodentados de ligandos polidentados o polidentados o  agentes quelantes. quelantes. Existe también un tercer tipo de ligandos conocidos genéricamente como ligandos ambidentados que son en realidad ligandos que actúan como monodentados, pero de dos maneras diferentes.

Ligandos monodentados[editar ]  Los ligandos de este tipo poseen un único punto de anclaje al núcleo de coordinación, de allí únicodonador diente. de el nombre monodentado quiere Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, queque poseen undecir únicounátomo electrones tales como

 

el el  amoníaco amoníaco  (NH  3), el  el agua agua  (H  2O), o los aniones  aniones halogenuro halogenuro  (X−  ),  alcóxido ), alcóxido  (RO−  ), o  o alquilo alquilo  (R−  ) entre otros. Cuando se forma un complejo de un catión metálico a partir de unión con ligandos monodentados se el alteran notoriamente las propiedades esto debido a que complejamiento provoca un aumentodeensolubilidad el tamañodel delcatión, ion, lo en quegeneral a su vez se traduce en una disminución en la fuerza de atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo general provoca un aumento en la  la  solubilidad solubilidad  del ion, o, mejor expresad expresado, o, una disminución de su tendencia a precipitar.

Complejo quelato de  de EDTA EDTA  con un metal

Ligandos polidentados o agentes quelantes [editar ]  Los ligandos de este tipo son capaces de establecer dos o más uniones simultáneas con el núcleo de coordinación, pueden ser bidentados, tridentados , tetradentados  etc. A este tipo de ligandos se les suele llamar también "agentes quelantes" quelantes" un nombre derivado de la palabra griega kela que significa "pinza" porque el tipo de estructura espacial que se forma se asemeja a un cangrejo con el núcleo de coordinación atrapado entre sus pinzas. Muchas veces se utiliza a los agentes quelantes como  como  agentes precipitantes, precipitantes, ya que al ser capaces de establecer o más simultáneas también pueden funcionar como "puentes" entre dos o más dos núcleos deuniones coordinación, facilitando la formación de enormes agregados  macromoleculares agregados macromoleculares  que precipitan con facilidad. Entre este tipo de compuestos encontramos por ejemplo a los aniones  aniones  fosfato fosfato  (PO3−  4), ),  carbonato carbonato  (CO2−  ),  oxalato oxalato  (-OOC-COO-), (-OOC-COO-),  etilendiamina etilendiamina  (NH  3), 2-CH  2-CH  2-NH  2) y  y bipiridina bipiridina.. Un ligando polidentado de enorme importancia por la cantidad de aplicaciones que tiene es el  el EDTA EDTA,, el EDTA posee seis sitios de unión.

Ligandos ambidentados[editar ]  Este tipo de ligandos podría considerarse un caso especial de los ligandos polidentados, porque un átomo capaz de donar como pares para de electrones no compartidos, sin embargoposeen poseenmás un de tamaño demasiado pequeño ser capaces de donar electrones

 

l ugar de ello se enlazan de una manera ú otra dependiendo con ambos átomos a la vez, y en lugar de las circunstancias. Dentro de este grupo encontramos por ejemplo a los aniones tiocianato (S=C=N-), nitrito (O=N-O-) e isotiocianato (NC-S-)

Carga y número de coordinación[editar ]  La carga total más de unla ion seque determina por la de el lasion cargas del núcleo de coordinación, de complejo los ligantes participan; porsumatoria ejemplo en hexacianoferrato (III) [Fe(CN)  6]3-, la carga del catión es +3, y cada uno de los iones cianuro posee carga -1, luego:

que es la carga total del ion. Los ligandos se unen al núcleo de coordinación en una región bastante próxima al mismo llamada  esfera de coordinación  llamada coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando interactúen con los orbitales vacíos del grupo central. Cada uno de los átomos del ligando que accede a la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo donador. El El   número de coordinación  coordinación  de un de coordinación es directamente número de pares de electrones que recibe denúcleo los átomos del o de losen ligandos. Este valoreldepende del tamaño del núcleo de coordinación y del tamaño de los ligantes que participan en el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el complejo [Fe(F)   6]3−  (número de coordinación = 6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones cloruro [Fe(Cl)   4]−  (número de coordinación = 4) debido al tamaño mayor de este último.

Formulación y nomenclatura[editar ]  Reglas de formulación[editar ]  Para expresar la fórmula de los compuestos de coordinación es conveniente tener presentes las reglas de formulación recomendadas por  IUPAC IUPAC,, estas reglas son:

  o  Los complejos se escriben entre corchetes Dentro de los corchetes se escriben primero los cationes, luego los aniones y por o  

último las especies neutras.   De haber dos o más especies con el mismo tipo de carga, se ordenan alfabéticamente de acuerdo al átomo que se encuentra unido al átomo central.   Por último y por fuera de los corchetes, se escribe como superíndice la carga total del complejo. Así por ejemplo el hipotético complejo formado por 1Co3+ , 3NH  3 1H  2O, 1Cl−  1F−  se escribiría correctamen correctamente te como:

o

o

 



 

o

     

[CoClF(NH  3)  3(H  2O)]+

Reglas de nomenclatura[editar ] 

En cuanto a la nomenclatura nomenclatura  IUPAC IUPAC  recomienda:   Tener presente en primer lugar si se trata de un complejo  complejo  aniónico aniónico  (con carga



negativa)  catiónico negativa) catiónico  (con carga positiva) o si se trata de una especie neutra. Por ejemplo:     [CrCl(NH 



o

3)  5]2+

es un complejo catiónico.   [Co(CN) 

o

6]4− 

es un complejo aniónico. o

  [CuBr  2(NH   3)  2] es un complejo neutro.

   Al nombrarlo nombrarlo se citan primero los ligandos, y estos en orden alfabético. alfabético.



  Los ligandos aniónicos se citan por su nombre habitual, por ejemplo H - (hidruro)



o ClO−  4 (perclorato). Aunque existen un cierto número de ligandos con nombres especiales, mientras que para los ligandos neutros se utiliza su nombre habitual, con dos excepciones: Ligando 

F− 

Cl− 

Br− 

Nombre 

Tipo 

fluoro

Aniónico

cloro

Aniónico

bromo

Aniónico

 

I− 

yodo

Aniónico

oxo

Aniónico

hidroxo

Aniónico

peroxo

Aniónico

mercapto

Aniónico

S−  2 

tio

Aniónico

H  2O

Aqua

Neutro

NH  3 

Ammin

Neutro

NO

Nitrosilo

Neutro

CO

Cabonilo

Neutro

O−  2 

OH− 

O2−  2 

HS− 

  El orden alfabético no considera los prefijos numéricos que indican la presencia de



varias moléculas de un mismo ligando. Por ejemplo aqua, diaqua y triaqua van antes que ciano.   Se utilizan los prefijos di-, tri-, etc., para especificar el número de cada clase de ligando



sencillo (unidentado).   Para ligandos complicados (agentes quelantes polidentados), se usan otros prefijos:



 

Cantidad de ligandos  Prefijo 

2

bis

3

tris

4

tetraquis

5

pentaquis

6

hexaquis

  El nombre de los ligandos complicados se escribe encerrado entre paréntesis.



  Los ligandos ambidentados reciben un nombre diferente de acuerdo a cuál sea el



átomo que se une al grupo central. Por ejemplo:   o  NO  

2 si se une a través del oxígeno (