Compuestos de

coordinación.
Complejos.

1
 Premio Nobel

Alfred Werner 1913

“Teoría de la combinación”

Los iones de los metales de transición no sólo

tenían un cierto valor de carga sino también un
Compuestos de adición “poder de combinación” característico.
Es decir un número específico de moléculas o
iones con los que el metal se combinaba

2
 COMPUESTOS DE
COORDINACIÓN
Los IONES METÁLICOS DE TRANSICIÓN
poseen orbitales d libres que les permiten
actuar como ácidos de Lewis, dando
origen a los
COMPUESTOS DE COORDINACIÓN,
COMPLEJOS DE COORDINACIÓN o
IONES COMPLEJOS.

3
 Algunas definiciones muy útiles!!!
 ATOMO CENTRAL: catión metálico al cual se hallan unidos varios aniones
y/o moléculas. Con alta carga y pequeño radio dan complejos más
estables. Actúa como ácido de Lewis

 LIGANDOS: son las bases de Lewis. Pueden ser uni o polidentados.

 ATOMO DONOR: es el que dona el par de electrones al metal

 ESFERA DE COORDINACIÓN: incluye al átomo central y a los ligandos

pero no a los iones de signo contrario no coordinados.

 NUMERO DE COORDINACIÓN: es el número de átomos donores al que

está coordinado el átomo central (no siempre es igual al nro. de ligandos,
debido a que alguno puede ser polidentado)

Se puede sacar con el nro. atómico efctivo: N.A.E., definido por Sidgwick:
N.A.E.= Z + 2NC – carga metal. Esta cuenta debe dar el Z del gas inerte más
próximo.

4
 Algunas definiciones muy útiles!!!

 LIGANDO UNIDENTADO: se enlaza al átomo central a través de un solo

átomo donor

 LIGANDO POLIDENTADO: se enlaza al átomo central a través de más de un

átomo donor.

 LIGANDO AMBIDENTADO: presentan isomería de enlace: ciano –CN e

isociano –NC

 QUELATO: complejos con ligandos polidentados (son más estables que los que
presentan ligandos unidentados)
.

5
 Algunos ligandos muy útiles!!!

H2O ACUO NH3 AMIN(O) CO CARBONILO

F- FLUORO CN- CIANO SCN- TIOCIANATO

Br- BROMO I- YODO NCS- ISOTIOCIANATO
OH- HIDROXO O2 DIOXÍGENO NH2- AMIDO

O2- OXO O22- PEROXO O2- SUPEROXO

N2 DINITRÓGENO NO NITROSIL(O)

6
Algunos ligandos muy útiles!!!

7
 Nomenclatura!!!

En primer lugar nombrar los ligandos y luego el átomo o ion del metal, Las especies no iónicas se
escriben como una sola palabra, las especies iónicas se escriben con tres palabras; con el anión
primero seguido de la preposición “de”
El átomo o ion central del metal se identifica con su nombre seguido de su número de oxidación formal
en números romanos entre paréntesis, si el complejo es un anión, se añade la terminación —ato,
(cobaltato, cromato, tungstato, ferrato, argentato, cuprato, aurato, niquelato, entre otros).
Los ligandos neutros reciben el mismo nombre que la molécula progenitora excepto para el agua
(acuo), amino para el amoníaco, carbonilo para el monóxido de carbono y nitrosilo (N0).
Los ligandos aniónicos terminan en -o (cloro, yodo, ciano {CN-), hidroxo (0H-), isociano(SCN-),
isotiociano (NCS-) y los que terminan en —uro (cloruro) se cambia por —o.
Los ligandos se colocan en orden alfabético.
Si hay varios ligandos del mismo tipo se usan los prefijos di-, tri-, tetra-,penta-,hexa-.
Si hay varios ligandos que contienen prefijos numéricos (como el 1,2diaminoetano) los prefijos que se
usan son bis, tris, tetrakis, esta no es una regla fija.
Complejos polinucleares con puentes: el ligando que funciona como puente se indica con el prefijo µ
antes de su nombre.
En la escritura se colocan primero los aniónicos y luego los neutros (cloruro antes que amoníaco y
agua), no al nombrarlos!
El nombre de un compuesto de coordinación, se construye igual que el de una sustancía simple, el
anión antes que el catión.

8
 formación de temperatura y
quelatos presión

concentración

factores
naturaleza del
relación
contraión carga/radio del
naturaleza de átomo central
(potencial iónico: Φ)
los ligandos

9
Isomería en compuestos de
coordinación

10
 [Cr(SO4)(NH3)5]Cl
de ionización
Enlaces diferentes [CrCl(NH3)5]SO4

de hidratación
I) ESTRUCTURALES [Cr(H2O)6]Cl3
[CrCl(H2O)5]Cl2.H2O

de coordinación
[Co(NH3)6][Cr(CN)6]
de enlace
[Cr(NH3)6][Co(CN)6]
ISÓMEROS [CoCl(NO2)(NH3)4]+
[CoCl(ONO)(NH3)4]+

II) ESTEREOISOMEROS

geométricos

ópticos
11
Isomería de enlace

12
 n=4

n=6

ISOMERIA fac mer

facial meridional
GEOMÉTRICA
Enlaces idénticos

13
 ISOMERIA
GEOMÉTRICA

14
 ISÓMEROS
ÓPTICOS
(enantiómeros)

Enlaces idénticos

(a) y (b) Isómeros ópticos de cis-CoCl2(en)2

(c) trans-CoCl2(en)2

15
ISOMERÍA ÓPTICA

16
ENLACES EN
COMPUESTOS DE
COORDINACIÓN

17
I) Teoría del
enlace de
valencia

18
Propone Unión COVALENTE
entre ligando y metal
( es un enlace mixto, en realidad)
Explica propiedades: s u l t ado
e l re
ce r c as
 Estructurales c o n
que nes magn
o é t i
H a y
e d i cio s! ! ! )
e m o de a d o
 Magnéticas d
m er es a pare
(nú n es d ro
elect

NO EXPLICA:
EXPLICA
COLOR

19
 Orbitales d

20
La Teoría postula que los ligandos deben
donar electrones a un conjunto de par
orbitales híbridos: an
d2sp3 =6
sp3d2

Donde los orbitales deben ser :

d x2- y2
d z2

(Por estar sobre los ejes)

21
Ejemplo: complejo de orbital externo sp3d2
 Ión hexa acuo hierro (III)
[Fe(H2O)6]3+ paramagnético 5 e- desapareados por átomo
de hierro
Fe: Z=26

4s 3d
Fe+3

4s 3d Orbitales híbridos

4s 4p 4d
22
Ejemplo: complejo de orbital interno d2sp3

 Ión hexaciano ferrato (III)

[Fe(CN)6]3- paramagnético un electrón desapareado
Fe: Z=26

4s 3d
Fe+3

4s 3d Orbitales híbridos

4s 4p
3d
23
La Teoría postula que los ligandos deben
donar electrones a un conjunto de
orbitales híbridos:
para n = 4

sp3 tetraédricos (1)

dsp2 cuadrados planos (2)

d x2- y2
(1)
Suelen ser del grupo II B: Zn, Cd, Hg (d10)
(2)
Suelen ser Cu+2, Au+3, Co+2, Ni+2, Pt+2, Pd+2

24
Tetraédricos: sp3
Dato: paramagnético con 2 e- desapareados

tetracloro niquelato (II): [NiCl4]-2

Ni: Z=28

4s 3d
Ni2+

3d Orbitales híbridos

3d 4s 4p
25
Cuadrados planos: dsp2
Ion tetracianoniquelato (II): [Ni(CN)4]2-

Ni2+

3d

3d 4s 4p

Dato: diamagnético

26
I) Teoría del
campo
cristalino
(de Bethe y van Vleck)

27
Supone unión IÓNICA entre
ligandos y metal
Explica propiedades:
 Estructurales
 Magnéticas
 Color

28
Cambios energéticos hipotéticos durante la

formación de iones complejo

29
 Propone que el acercamiento de los átomos donores
por los ejes cartesianos de los orbitales d forman un
campo eléctrico (campo cristalino) que elimina la
degeneración de dichos orbitales quedando :
E
oct: 100-400 kJ/mol (Fuerza con que los
dx2- y2 d z2
electrones de los ligandos repelen a los del metal

dxy dyz dxz

VEAMOS ALGUNOS EJEMPLOS Y COMPAREMOS CON

LA TEORÍA ANTERIOR

30
 Ión hexafluorocobaltato (III) EJ
 EM
PL
[Co(Cl)6]3- paramagnético (de orbital externo) O
1
4 electrones desapareados

Co: Z=27

4s 3d
Co+3

4s 3d

oct:PEQUEÑO Es de ALTO SPIN

!!
No an!
z
ridi
hib
4s4p34d2 de orbital externo!!!
(sp3d2) 31
 Ión hexaaminocobalto (III) EJ
 EM
PL
[Co(NH3)6]3+ diamagnético O2

oct:GRANDE! Es de bajo SPIN

Campo cristalino FUERTE debido a

que el amoníaco cede sus electrones a los
!!!
an
id I

orbitales metálicos vacíos con más

br S
iz

facilidad que el fluor

hi

4s4p34d2
de orbital interno!!!
(d 2sp 3
)

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 Cuando la aproximación del conjunto de ligandos elimina la degeneración de
orbitales d pero ocasiona que el delta octaédrico sea menor que la energía para
el apareamiento de electrones, entonces los electrones del átomo central
ocuparán los orbitales d quedando desapareados

Como ΔE = hc/λ en este caso ΔE = ΔOCT

Puede determinarse la longitud de

onda dentro del espectro visible,
saber cuál es el color que se
ABSORBE y en consecuencia saber
que se verá el color
COMPLEMENTARIO
33
34
 Serie espectroquímica:
I-< Br-<Cl- <F- <OH- <H2O <NH3 <en <NO2- <CN-
O sea que:

CN- SPIN BAJO Δoct GRANDE

> ΔE

< λ que
Cl- SPIN ALTO Δoct CHICO

35