Compuestos de coordinación, Introducción y nomenclatura.

Transcripción

1 Compuestos de coordinación, Introducción y nomenclatura. Un complejo o compuestos de coordinación es el resultado de la interacción de un átomo central, (un ion metálico con orbitales de valencia vacíos que puede actuar como ácido de Lewis) y una o varias bases de Lewis con pares de electrones libres, que se conocen como agentes acomplejantes o ligandos, esta interacción lleva a la formación de un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo central debe disponer de orbitales vacíos capaces de aceptar pares de electrones, los cationes de los grupos 1 y 2 al disponer de orbitales con poca tendencia a captar electrones tienen poca tendencia a formar complejos, son los metales de transición los que presentan una mayor tendencia. Se dice que los ligandos se coordinan al metal, formando la esfera de coordinación del complejo. El conjunto puede ser neutro, catiónico o aniónico, los ligandos forman la primera esfera de coordinación y los contraiones la segunda esfera de coordinación.

2 Compuestos de coordinación, Introducción y nomenclatura. La carga del complejo va a ser igual a la suma de las cargas del metal central y de los ligandos que le rodean por ejemplo: [Cu(H 3 ) 4 ]SO 4 [Cu(H 3 ) 4 ] 2+ Compuesto úmero de Coordinación Cu(II) El número de coordinación del metal es el número de átomos unidos a él. CuCl 2 2 TiCl 4 4 Pt(H 3 ) 2 Cl 2 4 WCl 6 6

3 Los ligandos Los ligandos pueden clasificarse en ligandos monodentados, bidentados..., polidentados. Podrán ser iónicos o neutros Ligandos monodentados son aquellos que poseen un solo átomo dador, y por tanto ocupan una posición en la esfera de coordinación. Ejemplos: F - fluoro; Cl - cloro; OH - hidroxo; C 5 H 5 piridino H 2 O aqua; H 3 ammina Ligandos polidentados son aquellos que ocupan dos o más posiciones en la esfera de coordinación, se conocen también como ligandos quelatos.

4 Los ligandos Un ejemplo es el ligando etilendiamina con dos posiciones de coordinación H 2 CH 2 CH 2 H 2 [i(h 2 O) 6 ] 2+ (ac) + 6H 3 [i(h 3 ) 6 ] H 2 O K f = [i(h 2 O) 6 ] 2+ (ac) + 3en [i(en) 3 ] H 2 O K f =

5 Compuestos de coordinación, Introducción y nomenclatura. H 3 H 3 Cl - + H 3 3+ Átomo central Co, estado oxidación (III) Co Ligandos monodentado: H 3 aniónicos 2Cl - Cl - neutros 4H 3

6 Compuestos de coordinación FORMULACIÓ. Recuerda que al formular se escribe primero el catión y luego el anión Para formular un catión, anión o compuesto neutro de coordinación: Se coloca en primer lugar el símbolo del átomo o ion central (generalmente un metal de transición) A su derecha se van anotando primero los ligandos iónicos (catiónicos y aniónicos sin distinción) Luego los ligandos neutros Siguiendo dentro de cada clase un orden alfabético tico, basado en los símbolos de los átomos directamente unidos al ion central [Fe(C) 5 (H 2 O)] 2 los ligandos anionicos C antes que el ligando neutro H 2 O [CrF 4 O] los ligandos F antes que el ligando O 2 [icl 3 (ClO 4 )] 2 los ligandos Cl antes que el ligando ClO 4

7 Para nombrar dichos compuestos primero se mencionan los ligandos en orden alfabético. Los ligandos aniónicos se citan como tales aniones H hidruro, HSO 3 hidrógenosulfito, ClO 4 perclorato, etc. Sin embargo, hay unos cuantos aniones que reciben nombres algo modificados. F fluoro O 2- oxo S 2- tio Cl cloro OH hidroxo C ciano Br bromo O 2-2 peroxo 3 azido I yodo HS mercapto C 5 H 5 piridino Para citar los ligandos neutros o catiónicos se utiliza su nombre corriente Con la excepción de los ligandos H 2 O y H 3 que se denominan aqua y ammina respectivamente Los grupo O nitrosilo y CO carbonilo se consideran ligandos neutros.

8 Cuando se determina el orden alfabético no se tienen en cuenta los prefijos multiplicativos Por ejemplo, aqua, diaqua, triaqua van antes que ciano trishidrógenosulfito va antes que bisperclorato; bisdisulfato va antes que tetrafluoro, etc Finalmente cuando ya se han nombrado todos los ligandos se nombra el átomo central. Si se trata de un complejo aniónico, añadiendo a la raíz característica del átomo central la terminación ato Indicando el estado de oxidación de dicho átomo central entre paréntesis (Sistema de Stock). [FeF 6 ] 3- ion hexafluoroferrato(iii) [Fe(C) 5 (H 2 O)] 2- ion aquapentaciandoferrato(iii)

9 Si se trata de un complejo neutro o catiónico no se añade ningún sufijo al nombre del átomo central. [i(co) 4 ] [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ tetracarbonilniquel(0) ion hexaaquahierro(ii) Como alternativa para estos compuestos también puede usarse el sistema Evans- Basset es decir después del nombre del ion se indica la carga global entre paréntesis: [Ag(H 3 ) 2 ] + ion diamminaplata ion diamminaplata(1+) [CrF 4 O] + ion tetrafluorooxocromato(v) ion tetrafluorooxocromato(1-)

10 Algunos ligandos son capaces de unirse al átomo central de dos formas distintas. Los ejemplos más significativos son O 2 - y SC -. -OO - nitrito (unión por el O) -O 2 - nitro (unión por el ) -SC - tiocianato (unión por el S) -CS isotiocianato (unión por el ) SALES: se utilizan las mismas normas que para formulación inorgánica, anión (si es un complejo terminado en ato) de catión K 4 [Fe(C) 6 ] hexacianoferrato(ii) de potasio Mg 2 [i(sc) 6 ] hexakis(tiocianato)niccolato(ii) de magnesio Ca[ICl 4 ] 2 tetracloroyodato(iii) de calcio [Co(H 2 O) 6 ]Cl 2 cloruro de hexaaquocobalto(ii) [Fe 3 (H 3 ) 4 (H 2 O)](O 3 ) 2 nitrato de tetraamminaaquaazidohierro(iii)

11 Ligandos orgánicos Una característica importante de muchos metales es que son capaces de formar compuestos de coordinación muy estables con diversos ligandos orgánicos tales como aniones o moléculas neutras con pares de electrones sin compartir. H 2 C H 2 C H 3 C H 3 C H H C C HH OH OH Cl - 3+ Co Cl - 2+ i H H CH 2 H H OH OH C C CH 2 CH 3 CH 3 Ejemplos: [CoCl (C 2 2 H 4 2 ) 2 ]+ Catión diclorobis(etilenodiamina etilenodiamina)cobalto(iii) [i(c 4 H 7 2 O 2 ) 2 ] bis(dimetilglioximato dimetilglioximato)niquel(ii)

12 Las reglas para formular este tipo de compuestos son las ya indicadas. Pero el nombre de los ligandos más importantes debe ser aprendido: Ligandos aniónicos: nicos: H 3 C CH 3 C C HO O - 2,3-butanodiona dioximato(1-) dimetilglioximato(1-). Hdmg O O O C C O Oxalato (ox) CH 3 COO - Acetato (Ac) CH 3 COO - Acetato (Ac)

13 Ligandos aniónicos: nicos: O O O O H O H 2 2 CH C C CH H 2 H 2 O C C O CH C C CH H 2 H 2 O etilenodiaminotetracetato (EDTA)

14 Ligandos neutros: Et 3 P Me 3 P Ph 3 P trietilfosfina trimetilfosfina trifenilfosfina H 2 C H 2 H 2 C H 2 etilenodiamina (en) Piridina (Py)

15 Ligandos orgánicos insaturados: para los siguientes ligandos son los orbitales π los que se coordinan con el átomo central. En consecuencia, en estos complejos, también llamados complejos π, el metal no está directamente unido a un átomo concreto sino a dos o más átomos contiguos. Ej. Tricloro(etileno) (etileno)platinato(ii) de potasio K + Cl - Cl - 2+ Pt H C C H Cl - H H K + Cl - Cl - 2+ Pt H C C H Cl - H H

16 Ligandos orgánicos insaturados: H 2 C=CH 2 CH 3 -CH 2 =CH 2 CH CH etileno propeno acetileno CH 2 -CH=CH 2 CH 2 =CH-CH 2 alilo Ciclobutadieno Radical ciclopentadienilo Benceno Anion ciclopentadienilo

17 Ejemplos de recapitulación: Hexacianovanadato(II) de calcio Ca 2 [V(C) 6 ] Tetracloroplatinato(II) de potasio K 2 [PtCl 4 ] Carboniltris(tiocianato)cobaltato(I) de sodio a[co(sc) 3 CO] Hexacianoferrato(II) de amonio (H 4 ) 4 [Fe(C) 6 ] Pentacianonitrosilferrato(III) de amonio (H 4 ) 2 [Fe(C) 5 O] Cloruro de pentamminaclorocromo(iii) [CrCl(H 3 ) 5 ]Cl 2 Sulfato de hexaaquazinc [Zn(H 2 O) 6 ]SO 4 itrato de treamminacadmio [Cd(H 3 ) 4 ](O 3 ) 2

18 ISOMERÍA Cuando dos o más compuestos tienen la misma composición pero diferente disposición de sus átomos, se llaman isómeros. Aunque los complejos estén formados por la misma colección de átomos presentan diferencias en sus propiedades físicas como color, solubilidad, velocidad de reacción con cierto reactivo, etc. DOS TIPOS PRICIPALES DE ISOMERIA: Isomería Estructural, los átomos están enlazados de diferente forma: a) Isomería de Ionización Ej: [Co(H 3 )Br]SO 4 y [Co(H 3 )SO 4 ]Br b) Isomería de hidratación, difieren en cuanto al número de ligandos unidos directamente al metal: Ej: CrCl 3 (H 2 O) 6 existe en tres formas comunes: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 de color violeta, [Cr(H 2 O) 5 Cl]Cl 2.H 2 O de color verde y [Cr(H 2 O) 4 Cl 2 ]Cl.2H 2 O también de color verde.

19 ISOMERÍA Isomería Estructural, c) Isomería de enlace. Por ejemplo el ion nitrito O 2 - puede coordinarse a través de un átomo de nitrógeno, el ligando se llama nitro O 2- o a través del átomo de oxígeno OO - el ligando se llama nitrito. [CO(H 3 ) 5 O 2 ] 2+ amarillo y [CO(H 3 ) 5 OO 2 ] 2+ rojo Estereoisomería: Los átomos están enlazados de la misma forma pero varia la disposición espacial, en estos casos se debe indicar el nombre apropiado o dibujar la estructura del compuesto. Escribiendo las formulas solamente no podríamos distinguir los distintos isómeros

20 ISOMERÍA Estereoisomería: a) Isomería geométrica: Cl Pt Cl H 3 H 3 H 3 Cl Pt Cl H 3 Isómero Cis Isómero trans

21 ISOMERÍA Estereoisomería: a) Isomería geométrica: violeta verde

22 ISOMERÍA Estereoisomería: a) Isomería geométrica:

23 ISOMERÍA Estereoisomería: b) Isomería óptica: Ocurre cuando un complejo y su imagen especular no son superponibles. Cada isómero recibe el nombre de enantiómero y se dice que la molécula es quiral. En química de coordinación este tipo se isomería se da generalmente en complejos octaedricos, Ej. [Co(en) 3 ] 3+ Co Co Así como no hay manera de torcer o dar la vuelta a nuestra mano derecha para hacerla idéntica a la mano izquierda, no hay manera de superponer dos enantiomeros por giro. Los enantiómeros tienen las mismas propiedades físicas, pero desvían de diferente forma la luz polarizada, se dice que son ópticamente activos.

24 ISOMERÍA Estereoisomería: b) Isomería óptica: