Compuestos de Coordinación

Introducción y Conceptos Generales

Un compuesto de coordinación suele estar formado por un complejo que puede ser un catión, un anión o un complejo neutro, más el correspondiente catión o anión. Cuando el complejo es neutro, coincide con lo que denominamos compuesto de coordinación.

El complejo consta de un ion o átomo central (normalmente un metal de transición) y una serie de átomos o moléculas que denominamos ligandos situados a su alrededor formando enlaces covalentes. Cada ligando contiene al menos un átomo dador de dos electrones.

En los compuestos de coordinación, los metales de transición tienen dos tipos de valencia:

• La principal o ionizable: se basa en el número de electrones que el metal pierde para formar el ion, y solo se puede compensar con aniones.
• La secundaria o covalente: es la responsable del enlace con moléculas y otros compuestos denominados ligandos. Estos pueden ser moléculas neutras, aniones y, en ocasiones, cationes (aunque es lo menos frecuente).

Ejemplo: [Ag(NH₃)₂]⁺

Los índices de coordinación vienen marcados por la relación entre el tamaño del átomo central y los ligandos. A mayor tamaño del átomo, mayor será el índice.

Geometría de los Compuestos de Coordinación

Cada índice de coordinación tiene una geometría asociada, siendo las más frecuentes 6 y 4 (aunque el rango habitual varía de 2 a 6).

Clasificación de Ligandos

Según su número de átomos dadores:

• Monodentados: poseen 1 solo átomo dador.
• Bidentados: poseen 2 átomos dadores (por ejemplo: etilendiamina). Se pueden coordinar, es decir, enlazar, a dos centros metálicos (ligando bidentado puente) o a un solo centro metálico (ligando bidentado quelato).

Según el tipo de enlace:

• Ligandos dadores σ: tienen un átomo dador con un par de electrones (por ejemplo, el amoníaco).
• Ligandos dadores σ y π: el átomo dador tiene más de un par de electrones libres (por ejemplo, el agua).
• Ligandos dadores σ y aceptores π: el átomo dador tiene un par de electrones libre y, además, posee algún orbital vacío de energía apropiada para aceptar densidad electrónica del centro metálico (retrodonación). Esto refuerza significativamente la unión entre el metal y el ligando.

Nomenclatura

Formulación:

• El complejo aparece siempre entre corchetes.
• Primero se sitúa el metal o átomo central.
• A continuación, se colocan los ligandos: primero los aniónicos por orden alfabético del átomo dador (con subíndices para indicar su cantidad), luego los neutros (que suelen ir entre paréntesis) y, por último, los catiónicos.

Reglas para Nombrar:

• Si el compuesto es una sal, se nombra primero el anión y después el catión.
• En los complejos, primero se nombran los ligandos por orden alfabético, sin tener en cuenta los prefijos de cantidad.
• El número de ligandos iguales se indica con prefijos mono-, di-, tri-… Cuando el nombre del ligando ya incluya un prefijo de este tipo, la cantidad se indica con los prefijos bis-, tris-, tetraquis-, etc.
• Los nombres de los ligandos aniónicos suelen acabar en la letra «o», mientras que los ligandos neutros usan su nombre ordinario. Algunos ligandos comunes tienen nombres específicos: H₂O (acua), NH₃ (amino), etc.
• Al final, si el complejo es neutro o catiónico, se nombra el metal de forma normal; si es aniónico, el nombre del metal termina en –ato.
• Por último, se indica entre paréntesis el número de oxidación del metal.

Isomería

Los isómeros son aquellos compuestos que tienen la misma composición pero diferente estructura y propiedades. Existen dos tipos principales:

• Isómeros estructurales: se diferencian en su estructura básica de conectividad.
• Estereoisómeros: tienen el mismo número y tipo de ligandos con el mismo modo de enlace, pero se diferencian en la disposición espacial alrededor del ion central.

Tipos específicos de isomería:

• Isomería de ionización: ocurre en compuestos iónicos donde se produce un intercambio entre los ligandos del catión y los aniones libres.
• Isomería de coordinación: se da cuando tanto el anión como el catión son complejos, produciéndose un intercambio de ligandos entre ambos.
• Isomería de enlace: aparece en compuestos con ligandos que poseen varios átomos dadores posibles (ligandos ambidentados).
• Isomería geométrica cis-trans: frecuente en estructuras octaédricas o plano-cuadradas cuando hay dos ligandos idénticos.
• Isomería geométrica fac-mer: exclusiva de complejos octaédricos con tres ligandos idénticos.
• Isomería óptica: ocurre cuando dos isómeros son imágenes especulares no superponibles (enantiómeros).

La isomería óptica aparece en complejos octaédricos o tetraédricos que carecen de un eje de rotación impropio (generalmente, cuando no tienen planos de simetría). A estos isómeros se les llama quirales.

Los isómeros ópticos comparten casi todas sus propiedades físicas y químicas, excepto la actividad óptica (capacidad de desviar el plano de la luz polarizada). El enantiómero que desvía la luz a la derecha se denomina dextrógiro (d o +), y el que la desvía a la izquierda, levógiro (l o -). En muchas aplicaciones, especialmente farmacológicas, un enantiómero puede ser beneficioso mientras que el otro no.

Teoría del Enlace de Valencia

Se considera que el enlace es el resultado de la donación de un par de electrones del ligando (base de Lewis) a un orbital vacío del átomo central (ácido de Lewis), formando un enlace covalente dativo.

• Complejos de alto espín: el número de electrones desapareados es igual al del átomo central libre.
• Complejos de bajo espín: el complejo tiene menos electrones desapareados que el átomo central debido al apareamiento forzado para liberar orbitales d.

Teoría del Campo Cristalino

Esta teoría describe el enlace como atracciones electrostáticas entre el ion central positivo y los electrones de los ligandos. Debido a las repulsiones, los orbitales d pierden su degeneración (igualdad de energía) y se dividen en grupos de distinta energía.

• Geometría octaédrica: Los orbitales d que coinciden con los ejes de coordenadas se desestabilizan más por el choque frontal con los ligandos. El parámetro de desdoblamiento se denomina Δ_O.
• Geometría tetraédrica: El desdoblamiento es menor que en la octaédrica porque la aproximación de los ligandos no es totalmente frontal.
• Geometría plano-cuadrada: Presenta desdoblamientos intermedios y específicos según la disposición de los ligandos en el plano.

Teoría de Orbitales Moleculares

Explica la interacción de los orbitales del metal con los ligandos:

• El orbital s interacciona con todos los ligandos.
• Los orbitales p interaccionan según su dirección.
• Los orbitales d son más selectivos: d_z2 y d_x2-y2 presentan las interacciones más fuertes, mientras que otros (d_yz, d_zx, d_xy) pueden resultar no enlazantes.

Serie Espectroquímica

Determina la configuración electrónica en complejos octaédricos basándose en la energía de apareamiento (E_p) y la energía de desdoblamiento (Δ_O):

• Si E_p < Δ_O: El compuesto es de bajo espín (los electrones prefieren aparearse).
• Si E_p > Δ_O: El compuesto es de alto espín (los electrones prefieren saltar a orbitales superiores).

La Energía de Estabilización del Campo Cristalino (E_s) es la suma de la energía de desdoblamiento y la de apareamiento (E_s = E_d + E_p). El momento magnético del compuesto está directamente relacionado con el número de electrones desapareados (n).