QUIMICA DE LOS COMPUESTOS DE
COORDINACIÓN
os colores que se asocian con la química no sólo son hermosos, sino que son informativos y
proporcionan percepciones de la estructura y enlaces de la materia. Un grupo importante de
compuestos coloridos lo constituyen los de los metales de transición. Algunas de estas sustancias
se usan en pigmentos para pintura; otros producen los colores del vidrio y las piedras preciosas. ¿Por qué
tienen color estas sustancias, y por qué cambian estos colores cuando lo hacen los iones o moléculas
unidas al metal? La química que se explorará a continuación ayudará a responder estas preguntas.
Hemos visto que los iones metálicos pueden funcionar como ácidos de Lewis y formar enlaces covalentes
con diversas moléulas y iones que actúan como bases de Lewis Hemos encontrado muchos ejemplos de
compuestos producto de esta clase de interacciones. Por ejemplo, analizamos los iones [Fe(H
2
O)
6
]
3+
y el
[Ag(NH
3
)
2
]
+
, la hemoglobina, un importante compuesto de hierro que confiere a la sangre su capacidad
para transportar oxigeno. Existe una química rica y abundante asociada con esta clase de conjuntos
complejos de metales rodeados de moléculas y iones. Los compuestos metálicos de este tipo se llaman
compuestos de coordinación. Como veremos, los metales de transición forman compuestos de
coordinación con facilidad.
1. Estructura de los complejos
Las especies como el ion [Ag(NH
3
)
2
]
+
, que son conjuntos de un ion metálico central unido a un grupo de
moléculas o iones que lo rodean, se llaman complejos metálicos o sencillamente complejos . Si el
complejo tiene una carga eléctrica neta, se le designa en general como un ion complejo Los compuestos
que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Aunque los metales de transición
sobresalen en la formación de compuestos de coordinación, otros metales también los pueden formar.
Las moléculas o iones que rodean el ion metálico en un complejo se conocen como agentes
acomplejantes o ligandos (de la palabra latina ligare, que significa “unir”). Por ejemplo, hay dos
ligandos NH
3
unidos a la Ag
+
en el ion [Ag(NH
3
)
2
]
+
. Los ligandos son normalmente aniones o moléculas
polares; además, tienen al menos un par no compartido de electrones de valencia.
Puesto que los iones metálicos (en particular los iones de metales de transición) tienen orbitales de
valencia vacíos, pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de pares de electrones). Debido a que los
ligandos tienen pares de electrones no compartidos, pueden actuar como bases de Lewis (donadores de
pares de electrones).
Podemos visualizar el enlace entre el ion metálico y el ligando como el resultado de compartir un par de
electrones que estaba inicialmente en el ligando.
Al formar un complejo, se dice que los ligandos se coordinan al metal. El metal central y los ligandos
unidos a él constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la fórmula quimica de un
compuesto de coordinación, usamos paréntesis rectangulares para separar los grupos que están dentro de
la esfera de coordinación de otras partes del compuesto. Por ejemplo, la fórmula [Cu(NH
3
)
4
]SO
4
representa un compuesto que contiene el catión [Cu(NH
3
)
4
]
2+
y el anión SO
4
2-
Los cuatro ligandos NH
3
del catión complejo están unidos directamente al ion cobre(II) y se encuentran en la esfera de
coordinación del cobre.
Un complejo metálico es una especie quimica definida con propiedades físicas y quimicas caracteristicas.
Asi pues, sus propiedades son diferentes de las del ion metálico o de los ligandos que lo constituyen. Por
L
ejemplo, los complejos pueden ser de un color muy distinto del de los iones metálicos y los ligandos que
lo componen.
La formación de complejos también puede modificar dramáticamente otras propiedades de los lones
metálicos, como su facilidad de oxidación o de reducci6n. Por ejemplo, el ion Ag
+
se reduce fácilmente
en agua:
Ag
+
(ac)
+ e
-
→Ag(s) Eº = +0.799 V
En cambio, el ion [Ag(CN)
2
]
-
no se reduce con tanta facilidad porque la coordinación con los iones CN
estabiliza la plata en el estado de oxi dación +1:
[Ag(CN)
2
]
-
(ac)
+ e
-
→Ag
(s)
+ 2CN
(ac)
Eº = -0.31 V
Desde luego, los iones metálicos hidratados son iones complejos en los cuales el ligando es agua. Asi, el
Fe
3+
(ac)
consiste principalmente en [Fe(H
2
O)
6
]
3+
.Cuando hablamos de formaci6n de complejos en
soluciones acuosas, en realidad estamos considerando reacciones en las cuales ligandos como SCN- y CN
reemplazan moléculas de agua en la esfera de coordinación del ion metálico.
Carga, número de coordinación y geometría
La carga de un complejo es la suma de las cargas del metal central y de los ligandos que lo rodean. En el
[Cu(NH
3
)
4
]SO
4
podemos deducir la carga del complejo si reconocemos en primer término que SO
4
representa el ion sulfato y tiene por tanto una carga de 2-. Puesto que el compuesto es neutro, el ion
complejo debe tener una carga de 2
+
, [Cu(NH
3
)
4
]
2+
. Podemos usar entonces la carga del ion complejo para
deducir el número de oxidación del cobre. Puesto que los ligandos NH
3
son neutros, el número de
oxidación del cobre debe ser +2:
Ejercicio de muestra 1.1
¿Cuál es el número de oxidación del metal central en el [Co(NH
3
)
5
Cl](NO
3
)
2
? SOLUCIÓN El grupo NO
3
es el anión nitrato y su carga es 1, NO
3
-
. Los ligandos NH
3
son neutros; el Cl es un ion cloruro coordinado
y su carga es por tanto 1. La suma de todas las cargas debe ser cero:
X + 5(0) + (-1) + 2(-1) = 0
[Co (NH
3
)
5
Cl] (NO
3
)
2
El número de oxidación del cobalto, x, debe ser por tanto +3.
Ejercicio de práctica 1.1
¿Cuál es la carga del complejo formado por un ion platino(II) rodeado de dos moléculas de amoniaco y
dos iones bromuro? Respuesta: cero
Ejercicio de muestra 1.2
Dado un complejo que contiene un cromo(III) unido a cuatro moléculas de agua y dos iones cloruro,
escriba su fórmula.
SOLUCIÓN El metal tiene un número de oxidación de +3, el agua es neutra y el cloruro tiene una carga
de -1:
+3 + 4(0) + 2(-1) = +1
Cr (H
2
O)
4
Cl
2
Por tanto, la carga del ion es 1+, [Cr(H
2
O)
4
Cl
2
]+.
Ejercicio de práctica 1.2
Escriba la fórmula del complejo descrito en el ejercicio de práctica 1.1 que acompaña al ejercicio de
muestra 1.1 Respuesta: [Pt(NH3)2Br2]
El átomo del ligando que está unido directamente al metal es el átomo donador. Por ejemplo, el nitrógeno
es el átomo donador en el complejo [Ag(NH
3
)
2
]. El número de átomos donadores unidos a un metal se
conoce como el número de coordinación del metal. En el [Ag(NH
3
)
2
]
+
, la plata tiene un número de
coordinación de 2; en el [Cr(H
2
O)
4
Cl
2
]
+
, el cromo tiene un número de coordinación de 6.
Algunos iones metálicos exhiben números de coordinación constantes. Por ejemplo, el número de
coordinación del cromo(III) y del cobalto(III) es invariablemente 6, y el del platino(II) es siempre 4. Sin
embargo, los números de coordinación de casi todos los iones metálicos varían con el ligando. Los
números de coordinación más comunes son 4 y 6.
El número de coordinación de un ion metálico suele estar influido por el tamaño relativo del ion metálico
y de los ligandos que lo rodean. A medida que los ligandos se hacen más grandes, son menos los que se
pueden coordinar con el ion metálico. Esto ayuda a explicar por qué el hierro(III) es capaz de coordinarse
a seis fluoruros en el [FeF
6
]
3-
, pero se coordina a sólo cuatro cloruros en el [FeCl
4
]
-
. Los ligandos que
transfieren una carga negativa considerable al metal también producen números de coordinación más
bajos. Por ejemplo, se pueden coordinar seis moléculas neutras de amoniaco al níquel(II) para formar
[Ni(NH
3
)
6
]
2+
; en cambio, sólo se coordinan cuatro iones cianuro con carga negativa para formar
[Ni(CN)
4
]
2-
.
Los complejos con número de coordinación cuatro tienen dos geometrías comunes —tetraédrica y plana
cuadrada—. La geometría tetraédrica es la más común de las dos, en especial entre los metales que no son
de transición. La geometría plana cuadrada es característica de los iones de metales de transición con
ocho electrones d en la capa de valencia, por ejemplo, el platíno(II) y el oro(III); también se encuentra en
ciertos complejos de cobre(II).
La inmensa mayoría de los complejos con 6 ligandos tienen geometría oct aédrica. El octaedro se suele
representar como un cuadrado plano con ligandos arriba y abajo del plano. Recuerde, no obstante, que
todas las posiciones de un octaedro son geométricamente equivalentes
2. Quelatos
Los ligandos de los que hemos hablado hasta aquí, como el NH
3
y Cl
-
, se llaman ligandos monodentados
(del latín, que significa “un diente”). Estos ligandos poseen un solo átomo donador y pueden ocupar un
solo sitio de una esfera de coordinación. Ciertos ligandos tienen dos o más átomos donadores que se
pueden coordinar simultáneamente a un ion metálico, por lo que ocupan dos o más sitios de coordinación.
A éstos se les llama ligandos polidentados (ligandos “con muchos dientes”). Debido a que parecen sujetar
el metal entre dos o más átomos donadores, los ligandos polidentados también se conocen como agentes
quelantes (de la palabra griega chele, “garra”). Un ligando de este tipo es la etilendiamina:
Este ligando, que se abrevia “en”, tiene dos átomos de nitrógeno que tienen pares de electrones no
compartidos. Estos átomos donadores están lo suficientemente alejados uno de otro como para que el
ligando pueda envolver al ion metálico y los dos átomos de nitrógeno coordinarse simultáneamente con el
metal en posiciones adyacentes. El ion [Co(en)
3
]
3+
, que contiene tres ligandos de etilendiamina en la
esfera octaédrica de coordinación del cobalto(III), se muestra en la figura 2.1.
Observe que la etilendiamína se ha dibujado como dos átomos de nitrógeno conectados por una línea. La
etilendiamina es un ligando bidentado (ligando con dos dientes”) que puede ocupar dos sitios de
coordinación.
El ión etilendiaminotetraacetato es otro ligando polidentado importante
Este ion, que se abrevia EDTA
4-
, tiene seis átomos donadores, y puede envolver un ion metálico usando
los seis átomos donadores, como se muestra en la figura.
En general, los agentes quelantes forman complejos más estables que los ligandos monodentados afines.
El hecho de que las constantes de formación para ligandos polidentados sean en general más grandes en
comparación con las de los ligandos monodentados correspondientes se conoce como efecto quelato.
Los agentes quelantes se suelen emplear para impedir una o más de las reacciones ordinarias de un ion
metálico sin retirarlo realmente de la solución. Por ejemplo, con frecuencia un ion metálico que interfiere
con un análisis químico se puede convertir en un complejo y eliminar de esta manera su interferencia. En
cierto sentido, el agente quelante oculta el ion metálico. Por esta razón, los científicos se refieren a veces
a estos ligandos como agentes secuestrantes. (La palabra secuestrar significa quitar, apartar o separar.)
Los fosfatos como el tripolifosfato de sodio, que se muestra en seguida, se emplean para complejar o
secuestrar iones metálicos en aguas duras para que estos iones no puedan interferir con la acción del jabón
o los detergentes
Los agentes quelantes como el EDTA se emplean en productos de consumo, entre ellos muchos alimentos
preparados como aderezos para ensaladas y postres congelados, para formar complejos con iones
metálicos presentes en muy pequeñas cantidades y que catalizan reacciones de descomposición.
Se usan agentes quelantes en medicina para eliminar iones metálicos como Hg
2+
, Pb
2+
y Cd
2+
, que son
perjudiciales para la salud. Un método para tratar el envenenamiento por plomo consiste en administrar
Na
2
[Ca(EDTA)]. El EDTA forma un quelato con el plomo, lo cual permite la eliminación del metal en la
orina. Los agentes quelantes también son muy comunes en la naturaleza. Los musgos y líquenes secretan
agentes quelantes para capturar iones metálicos de las rocas en las que habitan.
3. Nomenclatura
Cuando se descubrieron los primeros complejos y se conocían pocos de ellos, se les dio nombre de
acuerdo con el químico que los preparó originalmente. Algunos de estos nombres persisten todavía; por
ejemplo, el NH
4
[Cr(NH
3
)
2
(NCS)
4
] se conoce como sal de Reinecke. A medida que el número de
complejos conocidos crecía, los químicos comenzaron a darles nombres con base en su color. Por ejem-
pío, el [Co(NH
3
)
5
Cl]Cl
2
, cuya fórmula se escribía entonces como CoCl
3
x5NH3, se conocía como cloruro
purpurocobáltico, por su color púrpura. Una vez que se entendieron más cabalmente las estructuras de los
complejos, fue posible darles nombre de manera más sistemática. Consideremos dos ejemplos:
Las reglas de nomenclatura son las siguientes:
1. Para nombrar las sales, se da primero el nombre del anión y luego el nombre del catión. Así, en
el [Co(NH
3
)
5
Cl]Cl
2
se nombra primero el [Co(NH
3
)
5
Cl]
2+
y lue go el Cl
-
.
2. Dentro de un ion o molécula complejos, los ligandos se nombran antes que el metal. Los
ligandos se enuncian en orden alfabético, independientemente de la carga del ligando. Los
prefijos que indican el número de ligandos no se consideran como parte del nombre del ligando
para determinar el orden alfabético. Por tanto, en el ion [Co(NH
3
)
5
Cl]
2+
designamos primero los
ligandos de amoniaco, después el cloruro y luego el metal: pentaaminoclorocobalto(III).
Observe, sin embargo, que al escribir la fórmula el metal se pone en primer término.
3. Los nombres de los ligandos aniónicos terminan en la letra o, en tanto que los neutros llevan
ordinariamente el nombre de la molécula. En la tabla 24.1 se incluyen algunos ligandos comunes
y sus nombres. Se dan nombres especiales al H
2
O (acuo) y al NH
3
(amino). Por ejemplo, los
términos cloro y amino se emplean en el nombre del [Co(NH
3
)
5
Cl]Cl
2
.
4. Se emplea un prefijo griego (por ejemplo, di-, ti-, tetra-, penta- y hexa-) para indicar el número
de cada tipo de ligando cuando hay más de uno. Por consiguiente, en el nombre del
[Co(NH
3
)
5
Cl]
2+
se usa pentaamino, que indica cinco ligandos NH3. Si el nombre del ligando
mismo contiene un prefijo griego, como mono-, di- o tri-, el nombre del ligando se encierra
entre paréntesis y se utilizan prefijos alternos (bis-, tris-, tetrakis-, pentakis- y hexakis-). Por
ejemplo, el nombre del [Co(en)
3
]Cl
3
es cloruro de tris(etilendiamino)cobalto(IIl).Si el complejo
es un anión, el nombre termina en -ato. Por ejemplo, en el K
4
[Fe(CN)
6
] el anión se designa como
ion hexacianoferrato(II). El sufijo -ato se suele agregar a la raíz latina, como en este ejemplo.
5. El número de oxidación del metal se da entre paréntesis en números romanos, a continuación
del nombre del metal. Por ejemplo, el número romano III se usa para indicar el estado de
oxidación + 3 del cobalto en el [Co(NH
3
)
5
Cl]
2+
.
A continuación aplicamos estas
reglas a los compuestos que se
enumeran aquí a la izquierda
para obtener los nombres de la
derecha:
[Ni(C
5
H
5
N)
6
]Br
2
bromuro de hexapirinoníquel(II)
[Co(NH
3
)
4
(H
2
O)CN]Cl
2
cloruro de acuotetraaminoacinocobalto(III)
Na
2
[MoOCl
4
] tetraclorooxomolibdato de sodio(IV)
Na[Al(OH)
4
] tetrahidroxoaluminato de sodio
En el último ejemplo el estado de oxidación del metal no se menciona en el nombre porque en los
complejos el aluminio está siempre en el estado de oxidación +3.
Ejercicio de muestra 3.1
Indique el nombre de los compuestos siguientes: (a) [Cr(H
2
O)
4
Cl
2
]Cl;
(b) K
4
[Ni(CN
4
].
SOLUCIÓN
(a) Comenzamos por las cuatro moléculas de agua, las cuales se indican como tetraacuo. Después
hay dos iones cloruro, que se indican como dicloro. El estado de oxidación del Cr es +3.
+3 + 4(0) + 2(-1) + (-1) = 0
[Cr (H
2
O)
4
Cl
2
]
Cl
Así pues, tenemos cromo(III). Por último, el anión es cloruro. Integrando estas partes tenemos el nombre
del compuesto: cloruro de tetraacuodiclorocromo(III).
(b) El complejo tiene cuatro CN-, que indicaremos como tetraciano. El estado de oxidación del
níquel es cero:
4(+1) + 0 + 4(-1) = 0
K
4
[Ni (CN)
4
Puesto que el complejo es un anión, el metal se indica como niquelato(0). Integrando estas partes y
nombrando el catión al final tenemos: tetracianoniquelato(o) de potasio.
Ejercicio de práctica 3.1
Indique el nombre de los compuestos siguientes: (a) [Mo(NH
3
)
3
Br
3
]NO
3
;
(b) (NH
4
)
2
[CuBr
4
]. Respuestas: (a) nitrato de triaminotibromomolibdeno(IV);
(b) tetrabromocuprato(II) de amonio
TABLA 24.1 Algunos ligandos comunes
Ligando Nombre del ligando
Azida, N
3
-
Azido
Bromuro, Br Bromo
Cloruro, Cl
-
Cloro
Cianuro, CN
-
Ciano
Hidróxido, OH
-
Hidroxo
Carbonato, CO
3
2-
Carbonato
Oxalato, C
2
O
4
2-
Oxalato
Amoniaco, NH
3
Amino
Etilendiamina, en Etilendiamino
Piridina, C
5
H
5
N Piridino
Agua, H
2
O Acuo
Ejercicio de muestra 3.2
Escriba la fórmula del perclorato de bis(etilendiamino)difluorocobalto(III).
SOLUCIÓN
El catión complejo contiene dos fluoruros, dos etilendiaminas y un cobalto con número de oxidación +3.
Con base en estos datos, podemos determinar la carga del complejo:
El anión perclorato tiene una sola carga negativa, ClO
4-
,. Por tanto, sólo se necesita uno para balancear la
carga del catión complejo. La fórmula es, por consiguiente, [Co(en)
2
F
2
]ClO
4
.
Ejercicio de práctica 3.2
Escriba la fórmula del diacuodioxalatorutenato(III) de sodio. Respuesta: Na[Ru(H
2
O)
2
(C
2
O
4
)
2
]
4. Isomeria
Cuando dos o más compuestos tienen la misma composición pero diferente disposición de sus átomos, los
llamamos isómeros. La isomería —la existencia de isómeros— es un rasgo característico de los
compuestos de coordinación. Aunque los isómeros están compuestos de la misma colección de átomos,
difieren en una o más propiedades físicas, como color, solubilidad o velocidad de reacción con cierto
reactivo. Examinaremos dos clases principales de isómeros: los isómeros estructurales (que tienen enlaces
diferentes) y los estereoisómeros (que tienen los mismos enlaces pero diferente disposición espacial de
los enlaces). Cada una de estas clases tiene además subclases, las cuales procederemos a analizar ahora.
Isomería estructural
Se conocen muchos tipos diferentes de isomería estructural en la
química de coordinación. La isomería de enlace es un tipo
relativamente raro aunque interesante que se presenta cuando un
ligando especifico es capaz de coordínarse a un metal de dos maneras
distintas. Por ejemplo, el ion nitrito, NO
2
-
, se puede combinar a
través de un átomo de nitrógeno o uno de oxígeno.
Cuando se coordína a través del átomo de nitrógeno, el ligando NO
2
-
se llama nitro; cuando se coordína a través de un átomo de oxígeno,
se le llama nitrito y se escribe por lo general ONO
-
. Los isómeros
que se muestran en la figura difieren en sus propiedades químicas y
físicas. Por ejemplo, el isómero unido al N es amarillo, en tanto que
el isómero unido al O es rojo. Otro ligando capaz de coordinarse a
través de uno de dos átomos donadores es el tiocianato, SCN, cuyos
átomos donadores potenciales son N y S.
Los isómeros de esfera de coordinación difieren en cuanto a los
ligandos que están unidos directamente al metal, en
contraposición a estar fuera de la esfera de coordinación en el
retículo sólido. Por ejemplo, el CrCl
3
(H
2
O)
6
existe en tres
formas comunes: [Cr(H
2
O)]Cl
3
(de color violeta),
[Cr(H
2
O)
5
Cl]Cl
2
xH
2
O (de color verde), y [Cr(H
2
O)
4
Cl]Clx2H
2
O
(también de color verde). En los compuestos segundo y tercero,
el agua ha sido desplazada de la esfera de coordina ción por
iones cloruro y ocupa un sitio en el retículo sólido.
Estereoisomería
La estereoisomería es la forma más importante de isomería. Los estereoisómeros tienen los mismos
enlaces químicos pero diferente disposición espacia Por ejempío, en el [Pt(NH
3
)
2
Cl
2
] los ligandos cloro
pueden estar ya sea adyacentes u opues tos uno al otro, como se ilustra en la figura.
Esta forma particular de isomería, en la cual la disposición de los átomos constituyentes es difere te
aunque están presentes los mismos enlaces, se llama isomería geométrica. El isómero (a), con ligandos
similares en posiciones adyacentes, se conoce como el isómero cis. El isómero (b), con ligandos similares
opuestos uno a otro, es el isóm ero trans. El isómero cis se emplea como agente quimioterapéutico en el
tratamiento del cáncer y su nombre es cisplatino.
La isomería geométrica también es posible en los complejos octaédricos cuando están presentes dos o
más ligandos distintos. Los isómeros cis y trans del ion tetraaminodiclorocobalto(III) se muestran en la
figura.
Observe que estos dos isómeros tienen diferente color. Sus sales
también manifiestan diferente solubilidad en agua. En general,
los isómeros geométricos poseen propiedades físicas y químicas
distintas.
Puesto que todos los vértices de un tetraedro están adyacentes
unos a otros, la isomería cis-trans no se observa en los
complejos tetraédricos.
Ejercicio de muestra 4.1
¿Cuántos isómeros geométricos existen para el [Cr(H
2
O)
2
Br
4
]
-
?
SOLUCIÓN
Este complejo tiene un número de coordinación de 6 y por
consiguiente se puede suponer que tiene geometría octaédrica.
Al igual que el [Co(NH
3
)
4
Cl
2
]
+
, el ion tiene cuatro ligandos de
un tipo y dos de otro; por tanto, posee dos isómeros: uno con los
ligandos H
2
O opuestos uno al otro a través del metal (el isómero
trans) y otro con los ligandos H
2
O adyacentes (el isómero cis).
En general, el número de isómeros de un complejo se puede
determinar haciendo una serie de dibujos de la estructura con
ligandos en diferentes posiciones. Es fácil sobreestimar el
número de isómeros geométricos. A veces, las orientaciones di-
ferentes de un solo isómero se consideran incorrectamente
como isómeros distintos. Por ello, no hay que olvidar que si dos
estructuras se pueden hacer girar de modo que sean
equivalentes, no son isómeros entre sí. El problema de
identificar los isómeros se complica por la dificultad que solemos tener para visualizar moléculas tridi-
mensionales a partir de sus representaciones bidimensionales. Es más fácil determinar el número de
isómeros si estamos trabajando con modelos tridimensionales.
Ejercicio de práctica 4.1
¿Cuántos isómeros existen para el [Pt(NH3)2ClBr]? Respuesta: dos
Un segundo tipo de estereoisomería es el que se conoce como isomería óptica. Los isómeros ópticos son
imágenes especulares que no se pueden superponer mutuamente. Esta clase de isómeros se llaman
enantiómeros. Se parecen entre si del mismo modo que nuestra mano izquierda se parece a la derecha. Si
observamos nuestra mano izquierda en un espejo, la imagen es idéntica a nuestra mano derecha. Además,
las dos manos no se pueden superponer una en la otra. Un buen ejemplo de un complejo que exhibe este
tipo de isomería es el ion [Co(en)
3
]
3+
.
Así como no hay manera de torcer o dar vuelta a nuestra mano derecha para hacerla idéntica a nuestra
mano izquierda, del mismo modo no hay forma de hacer girar uno de estos enantiomeros para hacerlo
identico al otro. De las moléculas o iones que tienen enantiómeros se dice que son quirales. Las enzimas
se cuentan entre las moleculas más quirales que se conocen. Muchas enzimas tienen iones metálicos
coordinados. Sin embargo, una molécula no tiene que tener un átomo metálico para ser quiral.
Ejercicio de muestra 4.2
Diga si el cis- o el trans- [Co(en)
2
Cl
2
]
+
tienen isómeros ópticos.
SOLUCIÓN
Para responder esta pregunta conviene dibujar los isómeros cis y trans del [Co(en)
2
Cl
2
]
+
, y luego sus
imágenes en el espejo. Observe que la imagen en el espejo del isómero trans es idéntica al original. En
consecuencia, el trans-[Co (en)
2
Cl
2
]+ no tiene isómero óptico. En cambio, la imagen en el espejo del cis-
[Co(en)
2
Cl
2
]
+
no es idéntica al original. Por consiguiente, existen isómeros ópticos (enantiómeros) para
este complejo.
Ejercicio de práctica 4.2
Diga si el ion complejo plano cuadrado [Pt(NH
3
)(N
3
)ClBr] tiene isómeros ópticos. Respuesta: no
Casi todas las propiedades físicas y químicas de los isómeros ópticos son idénticas. Las propiedades de
los dos isómeros ópticos difieren sólo si se encuentran en un ambiente quiral; es decir, uno en el cual
existe un sentido de lo izquierdo y lo derecho. Por ejemplo, en presencia de una enzima quiral se puede
catalizar la reacción de un isómero óptico, en tanto que el otro isómero permanecería sin reaccionar. En
consecuencia, un isómero óptico puede producir un efecto fisiológico específico dentro del cuerpo, en
tanto que su imagen especular produce un efecto distinto o quizá ninguno.
Los isómeros ópticos se distinguen uno de otro por su interacción con luz polarizada en un plano. Si la luz
se polariza (por ejemplo, haciéndola pasar a través de una película Polaroid) las ondas de luz vibran en un
solo plano. Si la luz polarizada se hace pasar a través de una solución que contiene un isómero óptico, el
plano de polarización gira ya sea a la derecha (en el sentido de las manecillas del reloj) o a la izquierda
(en sentido contrario).
El isómero que hace girar el plano de polarización a la derecha se describe como dextrorrotatorio y se
identifica como el isómero dextro, o d (del latín dexter, “derecha”); su imagen en el espejo hace girar el
plano de polarización a la izquierda, se describe como levorrotatorio y se identifica como el isómero
levo, o l (del latín laevus, “izquierda”). Experimentalmente se encuentra que el isómero de [Co(en)
3
]
3+
es
el isómero l de este ion. Su imagen en el espejo es el isómero d. A causa de su efecto sobre la luz
polarizada en un plano, se dice que las moléculas quirales son ópticamente activas.
Cuando se prepara en el laboratorio una sustancia que tiene isómeros ópticos, el ambiente químico
durante la síntesis no es ordinariamente quiral. En consecuencia, se obtienen cantidades iguales de los dos
isómeros; se dice que la mezcla es racémica. Una mezcla racémica no hace girar la luz polarizada porque
los efectos rotatorios de los dos isómeros se cancelan mutuamente. Para separar los isómeros de la mezcla
racémica, es necesario ponerlos en un ambiente quiral. Por ejemplo, se puede usar un isómero óptico del
anión quiral tartrato, C
4
H
4
O
6
2-
, para separar una mezcla racémica de [Co(en)
3
]Cl
3
. Si se adiciona d-
tartrato a una mezcla racémica de [Co(en)
3
]Cl
3
, se precipita d-[Co(en)
3
](d-C
4
H
4
O
6
)Cl dejando el l-
[Co(en)
3
]
3+
en solución.
5. Color y magnetismo
El estudio de los colores y las propiedades magnéticas de los complejos de metales de transición ha
desempeñado un importante papel en el desarrollo de modelos modernos de los enlaces metal-ligando.
Examinemos breve mente la trascendencia de estas dos propiedades para los complejos de metales de
transición antes de intentar el desarrollo de un modelo de los enlaces metal-ligando.
Color
En general, el color de un complejo depende del metal especifico, su estado de oxidación y los ligandos
unidos al metal.
Por lo común, la presencia de una subcapa d parcialmente llena en el metal es necesaria para que un
complejo muestre color. Casi todos los iones de metales de transición tienen una subcapa d parcialmente
llena. Por ejemplo, tanto el [Cu(H
2
O)
4
]
2+
como el [Cu(NH
3
)
4
]
2+
contienen Cu
2+
, que tiene una
configuración electrónica [Ar]3d
9
. Los iones que tienen subcapas d totalmente vacias (como el Al
3+
y
Ti
4+
) o subcapas d completamente llenas (como el Zn
2+
, 3d
10
) son por lo general incoloros.
Para que un compuesto tenga color, debe absorber luz visible. La luz visible se compone de radiación
electromagnética con longitudes de onda que van desde aproximadamente 400 nm hasta 700 nm La luz
blanca contiene todas las longitudes de onda de esta región visible. Esta luz se puede dispersar en un
espectro de colores, cada uno de los cuales tiene una gama característica de longitudes de onda.
La energía de ésta o de cualquier otra radiación electromagnética es inversamente proporcional a su lon-
gitud de onda
E = hv = h(c/
λλ
)
Un compuesto absorbe radiación visible cuando esa radiación posee la energía que se necesita para llevar
un electrón de su estado de más baja energía, o estado basal, a cierto estado excitado Por tanto, las
energías específicas de la radiación que una sustancia absorbe determinan los colores que la misma
exhibe.
Cuando una muestra absorbe luz visible, el color que percibimos es la suma de los colores restantes que
son reflejados o transmitidos por un objeto y que llegan a nuestros ojos. Un objeto opaco refleja la luz, en
tanto que uno transparente la transmite.
Si un objeto absorbe todas las longitudes de onda de la luz visible, ninguna de ellas llega a nuestros ojos
desde ese objeto, el cual, en consecuencia, se ve negro. Si no absorbe luz visible, el objeto es blanco o
incoloro; si absorbe toda la luz excepto la naranja, el material se ve de color naranja. Sin embargo,
también percibimos un color naranja cuando llega a nuestros ojos
luz visible de todos los colores excepto el azul. El naranja y el azul
son colores complementarios. Así pues, un objeto tiene un color
específico por una de dos razones: (1) refleja o transmite luz de
ese color; (2) absorbe luz del color complementario. Los colores
complementarios se pueden determinar usando una rueda
cromática de pintor. La rueda muestra los colores del espectro
visible, del rojo al violeta. Los colores complementarios, como el
naranja y el azul, aparecen como cuñas opuestas una a otra en la
rueda.
Elercicio de muestra 5.1
El ion complejo trans-[Co(NH
3
)
4
Cl
2
]
+
absorbe luz principalmente en la región roja del espectro visible (la
absorción más intensa es a 680 nm). ¿De qué color es el complejo?
SOLUCIÓN
Puesto que el complejo absorbe luz roja, su color será complementario al rojo. En la figura vemos que
esto corresponde al verde.
Ejercicio de práctica 5.1
El ion [Cr(H
2
O)
6
]
2+
tiene una banda de absorción aproximadamente a 630 nm. ¿Cuál de los colores
siguientes —azul celeste, amarillo, verde o rojo intenso— es el más probable que exhibe este ion?
Respuesta: azul celeste
La cantidad de luz absorbida por una muestra en función de la longitud de onda se conoce como su
espectro de absorción. El espectro de absorción en el visible de una muestra transparente se puede
determinar como se muestra en la figura siguiente.
Magnetismo
Muchos complejos de metales de transición exhiben paramagnetismo simple. En este tipo de compuestos
los iones metálicos individuales poseen cierto número de electrones no apareados. Es posible determinar
el número de electrones no apareados por ion metálico con base en el grado de paramagnetismo. Los
experimentos ponen de manifiesto algunas comparaciones interesantes. Por ejemplo, los compuestos del
ion complejo [Co(NH
3
)
6
]
3+
carecen de electrones no apareados, pero los compuestos del ion [CoF
6
]
3-
tienen cuatro por ion metálico. Ambos complejos contienen Co(III) con una configuración electrónica
3d
6
. Es evidente que existe una diferencia importante en cuanto a la disposición de los electrones en los
orbitales metálicos en estos dos casos. Toda teoría de enlaces satisfactoria deberá poder explicar esta
diferencia.
6. Teoria del campo cristalino
Aunque la capacidad para formar complejos es común a todos los iones metálicos, los complejos más
numerosos e interesantes son los que forman los elementos de transición. Los científicos han
reconocido desde hace mucho tiempo que las propiedades magnéticas y el color de los complejos de
metales de transición están relacionados con la presencia de electrones d en los orbitales metálicos.
Examinaremos un modelo para los enlaces en los complejos de metales de transición, llamada teoría
del campo cristalino, que explica muchas de las propiedades que se observan en estas sustancias.
Ya hemos señalado que la capacidad de un ion metálico para atraer ligandos como el agua en torno a
sí mismo se puede ver como una interacción ácido-base de Lewis.
Se puede considerar que la base (es decir, el ligando) dona un par de electrones a un orbital vacío
apropiado del metal. Sin embargo, podemos suponer que gran parte de la interacción atractiva entre el
ion metálico y los ligandos que lo rodean se debe a las fuerzas electrostáticas entre la carga positiva
del metal y las cargas negativas de los ligandos. Si el ligando es iónico, como en el caso del Cl- o del
SCN , la interacción electrostática se produce entre la carga positiva del centro metálico y la carga
negativa del ligando. Cuando el ligando es neutro, como en el caso del H
2
O o del NH
3
, los extremos
negativos de estas moléculas polares, que contienen un par de electrones no compartido, están
orientados hacia el metal. En este caso la interacción atractiva es del tipo ion-dipolo En ambos casos
el resultado es el mismo; los ligandos son atraídos fuertemente hacia el centro metálico. El conjunto
de ion metálico y ligandos tiene menos energía que las cargas totalmente separadas.
En un complejo octaédrico con número de coordinación 6 podemos imagi nar que los ligandos se
aproximan a lo largo de los ejes x, y y z, como se muestra en la figura.
Tomando como punto de partida la disposición física de los ligandos y el ion metálico que se muestra en
esta figura, consideremos lo que sucede con la energía de los electrones de los orbitales d del metal a
medida que los ligandos se aproximan al ion metálico. No olvide que los electrones d son los electrones
más externos del ion metálico.
Sabemos que la energía global del ion metálico más los ligandos es más baja (más estable) cuando los
ligandos son atraídos hacia el centro metálico. Al mismo tiempo, sin embargo, existe una interacción de
repulsión entre los electrones más externos del metal y las cargas negativas de los ligandos. Esta
interacción se conoce como campo cristalino. El campo cristalino causa que la energía de los electrones d
del ion metálico aumente. Sin embargo, no todos los orbitales d del ion metálico se comportan de la
misma manera bajo la influencia del campo cristalino.
Un rasgo característico es el hecho de que los orbitales d del ion metálico no tienen todos la misma
energía. Para entender la razón, debemos considerar la forma de los orbitales d así como la orientación de
sus lóbulos en relación con los ligandos. En el ion metálico aislado, los cinco orbitales d tienen la misma
energía. Sin embargo, los orbitales dz
2
y dx
2
-y
2
tienen lóbulos orientados a lo largo de los ejes x, y y z que
apuntan hacia los ligandos que se aproximan, en tanto que los orbitales dxy,dyz y dxz, tienen lóbulos
orientados entre los ejes a lo largo de los cuales los ligandos se aproximan. Por consiguiente, los
electrones de los orbitales dx
2
-y
2
y dz
2
experimentan repulsiones más fuertes que los de los orbitales y
dyz. En consecuencia se produce una separación o desdoblamiento de energía entre los tres orbitales d de
más baja energía y los dos de más alta energía. Ahora concentraremos nuestra atención en este
desdoblamiento de la energía de los orbitales d por efecto del campo cristalino, representado en la
siguiente figura.
Observe que la diferencia de energía entre los dos conjuntos de orbitales d está indicada como ∆. (La
diferencia de energía, ∆, se describe a veces como la energía de desdoblamiento de campo cristalino.)
Examinemos ahora cómo el modelo del campo cristalino explica los colores que se observan en los
complejos de metales de transición. La diferencia de energía entre los orbitales d, representada por ∆, es
del mismo orden de magnitud que la energía de un fotón de luz visible. Por tanto, un complejo de metal
de transición puede absorber luz visible, la cual excita a un electrón de los orbitales d de más baja energía
hacia los de más alta energía. El ion [Ti(H
2
O)
6
]
3+
proporciona un ejemplo sencillo porque el titanio(III)
tiene sólo un electrón 3d. El [Ti(H
2
O)
6
]
3+
tiene un solo máximo de absorción en la región visible del
espectro. Este máximo corresponde a 510 nm (235 kJ/mol). La luz de esta longitud de onda causa que el
electrón d pase del conjunto de orbitales d de más baja energía al conjunto de más alta energía. La
absorción de radiación de 510 nm que produce esta transición hace que las sustancias que contienen el ion
[Ti(H
2
O)
6
]
3+
sean de color púrpura.
La magnitud de la diferencia de energía, ∆, y en consecuencia el color de un complejo dependen tanto del
metal como de los ligandos que lo rodean. Por ejemplo, el [Fe(H
2
O)
6
]
3-
es de color violeta claro, el
[Cr(H
2
O)
6
]
3+
es violeta y el [Cr(NH
3
)
6
]
3+
es amarillo. Los ligandos se pueden ordenar según su capacidad
para aumentar la diferencia de energía, ∆. La que sigue es una lista abreviada de ligandos comunes
dispuestos en orden de ∆ creciente:
C<F
-
<H
2
O<NH
3
<en<NO
2
-
<CN
-
Esta lista se conoce como serie espectroquimica.
Los ligandos que están en el extremo inferior de la serie espectroquimica se denominan ligandos de
campo débil; los del extremo alto se conocen como ligandos de campo fuerte. La figura siguiente muestra
de manera esquemática lo que sucede al desdoblamiento de campo cristalino cuando se cambia el ligando
en una serie de complejos de cromo(III).
(Éste es un buen punto para recordar que cuando un metal de transición se ioniza, los electrones de
valencia s se extraen en primer término . Por tanto, la configuración electrónica externa del cromo es
[Ar]3d
5
4s
1
; la del Cr
3+
es [Ar]3d
3
.) Observe que a medida que aumenta el campo que ejercen los seis
ligandos circundantes, también aumenta el desdoblamiento de los orbitales d del metal. Puesto que el
espectro de absorción está relacionado con esta separación de energía, estos complejos son de distintos
colores.
Ejecicio de muestra 6.1
lndique cuál de los complejos siguientes de Ti
3+
exhibe la absorción de longitud de onda más corta en el
espectro visible: [Ti(H
2
O)
6
]
3+
; [Ti(en)
3
]
3-
; [TiCl
6
]
3-
.
SOLUCIÓN
La longitud de onda de la absorción está determinada por la magnitud del desdoblamiento entre las
energías de los orbitales d de los ligandos circundantes. Cuanto mayor sea el desdoblamiento, más corta
será la longitud de onda de la absorción que corresponde a la transición del electrón del orbital de más
baja energía al de más alta energía. El desdoblamiento será mayor para la etilendiamina, “en”, el ligando
que está más arriba en la serie espectroquimica. Por tanto, el complejo que muestra la absorción de
longitud de onda más corta es [Ti(en)
3
]
3+
.
Ejercicio de práctica 6.1
El espectro de absorción del [Ti(NCS)
6
]
3-
muestra una banda que ocupa una posición intermedia entre las
del [TiCl
6
]
3-
y del [TiF
6
]
3-
. ¿Qué puede usted concluir acerca del lugar que ocupa el NCS
-
en la serie
espectroquimica?
Respuesta: Está entre el Cl
-
y el F; esto es, Cl- <NCS <F-.
Configuraciones electrónicas en complejos octaédricos
El modelo del campo cristalino también nos ayuda a entender las propiedades magnéticas y algunas
propiedades químicas importantes de los iones de metales de transición. Con base en nuestra explicación
previa de la estructura electrónica de los átomos, esperamos que los electrones ocupen siempre primero
los orbitales desocupados de más baja energía y que ocupen un conjunto de orbitales degenerados uno a la
vez con sus espines paralelos (regla de Hund). Por tanto, si tenemos uno, dos o tres electrones por añadir
a los orbitales d de un ion complejo octaédrico, los electrones ocuparán el conjunto de orbitales de más
baja energía, con sus espines paralelos, como se muestra en la figura siguiente.
Cuando intentamos incorporar un cuarto electrón surge un problema. Si el electrón se adiciona al orbital
de más baja energía, se obtiene una ganancia de energía de magnitud ∆, en comparación con la colocación
del electrón en el orbital de más alta energía. Sin embargo, se paga un precio por hacerlo, porque ahora el
electrón debe quedar apareado con el electrón que ya ocupa el orbital.
La energía que se requiere para hacer esto, en comparación con su colocación en otro orbital con espín
paralelo, se conoce como energía de apareamiento de espines. La energía de apareamiento de espines
tiene su origen en la mayor repulsión electrostática de los dos electrones que comparten un orbital en
comparacion con dos que están en orbitales distintos.
Los ligandos que rodean el ion metálico, así como la carga del ion, suelen desempeñar papeles
importantes en cuanto a determinar cuál de las dos disposiciones electrónicas se produce. Considere los
iones [CoF
6
]
3-
y [Co(CN)
6
]
3-
. En ambos casos los ligandos tienen una carga de -1. Sin embargo, el ion F,
que está en el extremo inferior de la serie espectroquímica, es un ligando de campo débil. El ion CN, en el
extremo alto de la serie espectroquimica, es un ligando de campo fuerte y produce una diferencia de
energía más grande que el ion F.
Un conteo de electrones en el cobalto(III) nos dice que tenemos seis electrones por colocar en los
orbitales 3d. Imaginemos que adicionamos estos electrones uno por uno a los orbitales d del ion CoF
6
3-
.
Los primeros tres ocupan los orbitales de más baja energía con espines paralelos. El cuarto electrón
podría ocupar un orbital de más baja energía apareándose con uno de los que ya están presentes. Esto
daría por resultado una ganancia de energía de ∆ en comparación con su colocación en uno de los
orbitales de más alta energía. Sin embargo, esto costaría una cantidad de energía igual a la energía de
apareamiento de espines. Puesto que el F es un ligando de campo débil, ∆ es pequeña y la disposición más
estable es aquella en la cual el electrón se coloca en el orbital de energía mayor.
De manera similar, el quinto electrón que agregamos ocupa un orbital de más alta energía. Con todos los
orbitales ocupados por al menos un electrón, el sexto se debe aparear y ocupa un orbital de más baja
energía. En el caso del complejo [Co(CN)
6
]
3-
, el desdoblamiento de campo cristalino es mucho mayor. La
energía de apareamiento de espines es menor que ∆, de modo que los electrones se aparean en los
orbitales de más baja energía.
El complejo [CoF
6
]
3-
se describe como un complejo de espín alto; es decir, los electrones están dispuestos
de manera que puedan permanecer no apareados hasta donde sea posible. Por otra parte, el ion
[Co(CN)
6
]
3-
se describe como un complejo de espín bajo. Estas dos disposiciones electrónicas distintas se
pueden distinguir fácilmente si se miden las propiedades magnéticas del complejo, como ya se ha
descrito. El espectro de absorción también muestra rasgos característicos que indican la disposición de los
electrones.
Ejercicio de muestra 6.2
Prediga el número de electrones no apareados en los complejos de espín alto y espin bajo de número de
coordinación 6 del Fe
3+
.
SOLUCIÓN
El ion Fe
3+
posee cinco electrones 3d. En un complejo de espín alto, todos ellos no están apareados. En
un complejo de espín bajo, los electrones están confinados al conjunto de orbitales d de más baja energía,
con el resultado de que hay un electrón no apareado.
Ejercicio de práctica 6.2
¿Para cuáles configuraciones de electrones d existe la posibilidad de distinguir entre disposiciones de
espín alto y espín bajo en complejos octaédricos?
Respuesta: d
4
, d
5
, d
6
, d
7
Complejos tetraédricos y planos cuadrados
Hasta este punto, hemos considerado el modelo del campo cristalino sólo para complejos de geometría
octaédrica. Cuando sólo existen cuatro ligandos en tomo al metal, la geometría es tetraédrica excepto en
el caso especial de iones metálicos con configuración electrónica d
8
, los cuales se analizaran en breve. El
desdoblamiento de campo cristalino de los orbitales d metálicos en los complejos tetraédricos difiere del
que se produce en los complejos octaédricos. Cuatro ligandos equivalentes pueden interactuar con un ion
metálico central de manera más efectiva aproximándose a lo largo de los vértices de un tetraedro. Sucede
—y esto no es fácil de explicar en unas cuantas frases— que el desdoblamiento de los orbitales d del
metal en un cristal tetraédrico es precisamente el opuesto al que se produce en el caso octaédrico. Es
decir, tres de los orbitales d metálicos tienen mayor energía que los otros dos. Dado que hay sólo cuatro
ligandos en vez de seis, como en el caso octaédrico, el desdoblamiento del campo cristalino es mucho
menor para los complejos tetraédricos. Los cálculos muestran que para el mismo ion metálico e igual
conjunto de ligandos, el desdoblamiento del campo cristalino para un complejo tetraédrico equivale a sólo
cuatro novenos del correspondiente al complejo octaédrico. Por esta razón, todos los complejos
tetraédricos son de espín alto; el campo cristalino nunca es lo suficientemente grande para superar las
energías de apareamiento de espines.
Los complejos planos cuadrados, en los cuales hay cuatro ligandos dispues tos en torno al ion metálico en
un plano, representan una forma geométrica común. Podemos imaginar que el complejo plano cuadrado
se forma al quitar dos ligandos en el eje vertical z del complejo octaédrico. Cuando esto sucede, los cua-
tro ligandos que están en el plano son atraídos más cerca del centro.
Los complejos planos cuadrados son característicos de los iones metálicos con una configuración
electrónica d
8
. Estos complejos son casi siempre de espín bajo; es decir, los ocho electrones
d
están
apareados en cuanto a espín y forman un complejo diamagnético. Esta clase de disposición electrónica es
particularmente común entre los iones de los metales más pesados, como Pd
2+
, Pt
2+
, Ir
+
y Au
3+
.
Ejercicio de muestra 6.3
Los complejos de niquel(II) de número de coordinación cuatro exhiben geometrías tanto plana cuadrada
como tetraédrica. Los complejos tetraédricos, como el [NiCl
4
]
2-
, son paramagnéticos; los planos
cuadrados, como el [Ni(CN)
4
]
2-
, son diamagnéticos. Muestre en cada caso la manera como los electrones
d del níquel ocupan los orbitales d en un diagrama apropiado de desdoblamiento de campo cristalino.
SOLUCIÓN
La configuración electrónica del niquel(II) es [Ar]3d
8
. La distribución de los electrones d en las dos
geometrías es la siguiente:
Ejercicio de practica 6.3
¿Cuántos electrones no apareados predice usted para el ion tetraédrico [CoCl
4
]
2
? Respuesta: tres
Hemos visto que el modelo del campo cristalino proporciona una base para explicar muchas
características de los complejos de metales de transición. De hecho, este modelo se puede emplear para
explicar muchas observaciones además de las que hemos analizado. No obstante, muchos indicios
muestran que los enlaces entre los iones de metales de transición y los ligandos deben tener cierto carácter
covalente. La teoría de orbitales moleculares también se puede usar para describir los enlaces de los
complejos. Sin embargo, la aplicación de la teoría de orbitales moleculares a los compuestos de
coordinación queda fuera del alcance de nuestra exposición. El modelo del campo cristalino, aunque no es
totalmente exacto en todos los detalles, proporciona una descripción adecuada y útil.
Resumen
Sección 1
Los compuestos de coordinación o complejos contienen iones metálicos unidos a varios aniones o mo-
léculas circundantes conocidos como ligandos. El ion metálico y sus ligandos constituyen la esfera de
coordinación del complejo. El átomo del ligando que se une al ion metálico es el átomo donador. El
número de átomos donadores unidos al ion metálico es el número de coordinación del ion metálico. Los
números de coordinación más comunes son 4 y 6; las geometrías de coordinación más comunes son la te-
traédrica, la plana cuadrada y la octaédrica.
Sección 2
Los ligandos que ocupan un solo sitio en una esfera de coordinación se llaman ligandos monodentados.
Si un ligando tiene varios átomos donadores capaces de coordinarse simultáneamente al ion metálico, se
trata de un ligando polidentado y también se le describe como un agente quelante. Dos ejemplos
comunes son la etilendiamina (en), que es un ligando bidentado, y el ion etilendiaminotetraacetato
(EDTA4-), que tiene seis átomos donadores potenciales. En general, los agentes quelantes forman
complejos más estables que los ligandos monodentados afines, una observación que se conoce como
efecto quelato. Muchas moléculas de importancia biológica, como las porfirinas, son complejos de
agentes quelantes. Un grupo afín de pigmentos vegetales conocidos como clorofilas es importante en la
fotosíntesis, el proceso por el cual las plantas verdes utilizan energía solar para convertir CO
2
y H
2
O en
carbohidratos.
Sección 3
Los compuestos de coordinación se designan empleando un conjunto de reglas sistemáticas de no-
menclatura: (1) Los aniones se nombran antes que los cationes. (2) En un complejo los ligandos se
enumeran alfabéticamente antes de dar el nombre del metal. (3) Los nombres de los ligandos aniónicos
terminan en la letra o. (4) Se usan prefijos griegos (di, tri, etc.) para indicar el número de ligandos de cada
clase cuando hay más de una. (5) Si el complejo es un anión, su nombre termina en -ata. (6) El número de
oxidación del metal se indica entre paréntesis en números romanos después del nombre del metal.
Sección 4
Los isómeros son compuestos con la misma composición pero diferente disposición de átomos y por
tanto propiedades distintas. Los isómeros estructurales son isómeros que difieren en la disposición de
los enlaces de los ligandos. Una forma sencilla de isomería estructural, conocida como isomería de
enlace, se presenta cuando un ligando es capaz de coordinarse a un metal a través de uno u otro de dos
átomos donadores. Los isómeros de esfera de coordinación contienen diferentes ligandos en la esfera de
coordinación.
Los estereoisómeros son isómeros con la misma disposición de enlaces pero con diferente disposición
espacial de los ligandos. Las formas más comunes de estereoisomería son la isomería geométrica y la
isomería óptica. Los isómeros geométricos difieren unos de otros en cuanto a la ubicación relativa de los
átomos donadores en la esfera de coordinación; los más comunes son los isómeros cis-trans. Los isómeros
ópticos son imágenes especulares mutuas que no se pueden superponer. Los isómeros geométricos difie-
ren entre si en sus propiedades químicas y físicas; en cambio, los isómeros ópticos o enantiómeros
difieren sólo en presencia de un ambiente quiral. Los isómeros ópticos se pueden distinguir uno de otro
por su interacción con la luz polarizada en un plano; las soluciones de un isómero hacen girar el plano de
polarización a la derecha (dextrorrotatorio) y las soluciones de su imagen en el espejo hacen girar el pla-
no a la izquierda (levorrotatorio). Se dice que las moléculas quirales son ópticamente activas. Una
mezcla 50-50 de dos isómeros ópticos no hace girar la luz polarizada en un plano y se dice que es
racémica.
Sección 5
El estudio del color y las propiedades magnéticas de los complejos de metales de transición ha desem-
peñado un importante papel en la formulación de teorías de enlace para estos compuestos. Una sustancia
tiene un color especifico porque (1) refleja o transmite luz de ese color o (2) absorbe luz del color
complementari o. La cantidad de luz que absorbe una muestra en función de la longitud de onda se
conoce como su espectro de absorción. La luz absorbida suministra la energía para excitar los electrones
hacía estados de más alta energía.
Es posible determinar el número de electrones no apareados en un complejo con base en el grado de
paramagnetismo. Los compuestos que carecen de electrones no apareados son diamagnéticos.
Sección 6
La teoría del campo cristalino explica satisfactoriamente muchas propiedades de los compuestos de
coordinación, entre ellas su color y su magnetismo. En este modelo la interacción entre el ion metálico y
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