,QWURGXFFLyQ 7HRUtDGH:HUQHU (VWUXFWXUDGHORVFRPSOHMRV )DFWRUHVTXHLQIOX\HQHQODHVWDELOLGDGGHORVFRPSOHMRV (IHFWR4XHODWR 7DPDxRGHODQLOOR (IHFWRVHVWpULFRV

Transcripción

1 (48,/,%5,26'()250$&,21'(&203/(-26,QWURGXFFyQ 7RUtDG:UQU (VWUXFWXUDGORVFRPSOMRV )DFWRUVTXQIOX\QQODVWDEOGDGGORVFRPSOMRV (IFWR4XODWR 7DPDxRGODQOOR (IFWRVVWpUFRV &RPSOMRVQWUQRV4XODWRV&RPSO[RQDV 5DFFRQVSRUIRUPDFyQGFRPSOMRV(VWDEOGDGGORVFRPSOMRV $VSFWRV FXDQWWDWYRV G OD UODFyQ SUFSWDFyQGVROXFyQ G SUFSWDGRVSRUIRUPDFyQGFRPSOMRV )RUPXODFRQ\1RPQFODWXUDGORVFRPSOMRV 1

2 ,1752'8&&,21 os cationes pueden ejercer intensas acciones atractivas sobre los grupos negativos o sobre los extremos negativos de moléculas neutras polares, dando lugar a la formación de combinaciones de orden superior M n que se denominan complejos. Al ión metálico se le denomina ión central del complejo y los grupos, denominados ligandos, se unen al ión central mediante un enlace covalente coordiando (coordiando dativo). En el enlace covalente coordinado que se forma en el complejo, el ión metálico es el aceptor de pares de electrones, en tanto que el ligando actúa donando los pares de electrones para establecer el enlace 0DFSWRU/GRQDGRUœ0/ FRPSOMR Por tanto, la formación de complejos se puede explicar por al teoría ácido-base de ewis. Así, el ión central es un aceptor de pares de electrones o ácido de ewis y cada ligando un dador de pares de electrones o base de ewis. Muchas sustancias biológicas importantes son compuestos de coordinación. a hemoglobina y la clorofila son ejemplos. a hemoglobina es una proteína que transporta oxígeno en la sangre. ontiene iones Fe 2+ enlazados a grandes anillos porfirina. 7(25,$'(:(51(5 os metales de transición tienen una tendencia particular a formar iones complejos, que a su vez se combinan con otros iones o iones complejos para formar compuestos de coordinación. Un compuesto de coordinación es una especie neutra que contiene uno o más iones complejos. El azul de Prusia, descubierto accidentalmente a comienzos del siglo dieciocho, fue quizás el primer compuesto de coordinación conocido. Sin embargo, pasó casi un siglo antes de poder apreciar la singularidad de estos compuestos. En 1798, B.M. Tassaert, obtuvo cristales amarillos de un compuesto de fórmula ol a partir de una mezcla de ol 3 y 3 (ac). o que pareció inusual fue que los dos compuestos, ol 3 y 3, son estables, capaces de existir independientemente y aún así se combinan entre ellos para formar otro compuesto estable. Estros compuestos son los denominados compuestos de coordinación. 2

3 En 1851, se descubrió otro compuesto de coordinación de ol 3 y 3, de fórmula ol que formaba cristales morados (Figura 1). &R( 1+ &O Dos compuestos de coordinación. El compuesto de la izquierda es [ 3 ) 6 ] 3 &R&O( 1+ &O. derecha es [ 3 ) 5 ] 2. El compuesto de la El misterio de los compuestos de coordinación aumentaba a medida que se estudiaban y descubrían más. Por ejemplo, al tratar el primer compuesto con AgO 3 (ac), formaba tres moles de Agl(s), como era de esperar, pero el compuesto segundo formaba sólo dos moles de Agl(s). a química de coordinación inorgánica fue un campo de investigación punta en la última mitad del siglo XIX y todas las piezas encajaron con el trabajo del químico sueco Alfred Werner (químico suizo que recibió el Premio obel de Química en 1913 por su Teoría de los compuestos de la coordinación) quién preparó y caracterizó muchos de ellos. En 1893, a la edad de 26 años, Werner propuso la Teoría que hoy se conoce como teoría de la coordinación de Werner. Esta teoría explicaba las reacciones de los dos compuestos anteriores con AgO 3 (ac) considerando que en disolución acuosa estos dos compuestos se ionizan de la siguiente manera: &R&O( 1+ 3 ) 5 ( DF) + 2&O 2 (a) [&R( 1+ ) ]&O ( V) [&R( 1+ ) ] ( DF) 3&O ( DF) (b) [&R( 1+ ) ]&O ( V) [ ] ( DF) Así el compuesto (a) produce tres moles de l - por mol del compuesto necesario para precipitar tres moles de Agl(s) mientras que el compuesto (b) produce solamente dos moles de l -. Para proponer este esquema de ionización, Werner se basó en amplios estudios sobre la conductividad eléctrica de los compuestos de coordinación. El compuesto (a) es mejor conductor que el compuesto (b), ya que produce cuatro iones por fórmula unidad comparados con tres iones que produce el compuesto (b). El compuesto ol es todavía peor conductor y le corresponde la fórmula 3

4 [ol 2.( 3 ) 4 ]l. El compuesto ol es un electrolito y le corresponde la fórmula [ol 3.( 3 ) 3 ]. Werner postuló que cada metal tiene dos clases de valencia: primaria y secundaria. a valencia primaria o ionizable corresponde al número de oxidación, es adireccional y sólo puede satisfacerse por iones negativos o por moléculas neutras. a valencia secundaria corresponde al número de coordinación, y están dirigidas en el espacio según una disposición geométrica que minimiza las fuerzas de repulsión de las nubes de electrones. Así, el Ag( 3 ) + 2 para indicar que grupos son los que se encuentran unidos al átomo central por valencias secundarias, se encierra el átomo junto con los grupos coordinados dentro de un corchete cuando escribamos su fórmula. El conjunto encerrado en el corchete se conoce como primera esfera de coordinación o esfera interna. El complejo mantiene su identidad cuando está disuelto aunque a veces se disocia parcialmente en los componentes de su esfera. [ 3 :Ag: 3 ] + omo átomo central (aceptor de electrones) actúan todos los cationes, aunque no con el mismo grado. os mejores aceptores son los que combinan la capacidad para atraer electrones con la disponibilidad para alojarlos en sus capas electrónicas. El tamaño pequeño y la carga catiónica elevada favorecen la atracción electrónica, los electrones son atraídos fuertemente por el núcleo positivo del catión, así como los orbitales externos vacíos o vacantes, que proveen espacio para alojar a los electrones. Por esto, los elementos que con mayor facilidad forman complejos son los iones de los metales de transición. Por el contrario los alcalino y alcalinotérreos, son poco aceptores debido a su gran diámetro, pequeña carga y a no poseer orbitales G incompletos, forman pocos complejos. os ligandos son las especies que actúan como donadores de pares electrónicos y pueden ser moléculas o aniones que contengan en su estructura al menos un par de electrones no compartidos. Algunas moléculas que actúan como donadores: 2 O, 3, O 2, O 2. Aniones que actúan como ligandos: -, O -, X -. os ligandos pueden donar 1, 2, 3, etc pares de electrones y de acuerdo con el número de ellos se clasifican en monodentados y polidentados: bidentados, tridentados, tetradentados, etc. Un ligando polidentato está unido al átomo central por dos o más puntos de unión, a través de dos o más átomos donadores. Por ejemplo: DMG-i 4

5 O O 3 i O O En ocasiones se originan complejos polinucleares (contienen más de un átomo central) en los que existen ligandos que unen entre si los átomos centrales constituyendo lo que se denomina ligandos puente, así: [O( 3 ) 4 -r-o 3 -r-( 3 ) 4 O] 2+ presenta dos átomos centrales de r y un ligando O 3 que actúa de puente entre los dos átomos de r. Finalmente, cabe decir que los compuestos resultantes pueden ser aniónicos, como el tetracloroplatinato [Ptl 4 ] 2-, catiónicos como ([u( 3 ) 4 ] 2+ llamados iónes complejos, o neutros como el tricarbonilniquel (0) [i(o) 4 ] llamándose entonces complejos o compuestos de coordinación. (6758&785$'(/26&203/(-26 Se denomina número de coordinación de un átomo central al número de pares de electrones que acepta de los ligandos situados en la primera esfera de coordinación. Este número de coordinación coincide con la valencia secunadaria de Werner y en el caso de ligandos mondentados con el número de los mismos unidos al átomo central. a direccionalidad de las valencias secundarias que determinará la estructura del complejo viene impuesta por el hecho de que las uniones de los ligandos con el átomo central sean uniones covalentes coordinadas. En efecto, el par de electrones del átomo dador tendrá que situarse en el orbital molecular resultante de la superposición del orbital de procedencia con el orbital atómico vacante correspondiente del átomo central. (O Q~PUR G FRRUGQDFyQ QR VyOR GSQG G ORV RUEWDOV YDFDQWV GO iwrprfqwudovqrtxwdpepqvixqfyqgowdpdxrgorvojdqgrvgprgrtx XQ iwrpr FQWUDO GIQGR SXG DFWXDU FRQ PiV G XQ Q~PUR G FRRUGQDFyQ. 5

6 omo ya hemos comentado, ORV PWDOV G WUDQVFyQ VRQ OPQWRV VSFDOPQW DSWRVSDUDFRQVWWXUVQiWRPRVFQWUDGRVSRUGVSRQUGRUEWDOVYDFtRVGEDMD QUJtD TX SXGQ DFSWDU FRQ IDFOGDG SDUV G OFWURQV 2WUR IDFWRU TX IDYRUF OD IRUPDFyQ G FRPSOMRV G ORV OPQWRV G WUDQVFyQ V OD VSFDO GVWUEXFyQGODVQUJtDVUODWYDVGORVRUEWDOVGYDOQFDGVWRVOPQWRV ORTXSRVEOWDXQDIiFOKEUGDFyQ. En la siguiente tabla se muestran las geometrías idealizadas para los índices de coordinación más comunes. 6

7 Indice oordinación Geometría ibridación Ejemplos 2 M IEA sp [Ag( 3 ) 2 + ] [u() 2 ] - 4 M TETRAEDRIA sp3 [Zn() 4 ] 2- [d( 3 ) 4 ] 2+ 4 M PAO UADRADA dsp 2 o sp 2 d [i() 4 ] 2- [u(o 2 ) 4 ] 2+ [Ptl 2 ( 3 ) 2 ] 5 M BIPIRAMIDE TRIGOA dsp 3 [Fe(O) 5 ] 3+ [ul 5 ] 3-5 M PIRAMIDA UADRADA d 2 sp 2 [i() 5 ] 3- [Mnl 5 ] 3-6 OTAEDRIA [Fe() 6 ] d 2 sp 3 o sp 3 d 2 [Fe(O 2 ) 6 ]

8 Para índices de coordinación 5 son comunes las estructuras bipiramidal trigonal y piramidal cuadrada. as energías asociadas a estas estructuras son muy próximas. as geometrías tetraédrica y plano cuadrada son comunes para complejos con índice de coordinación 4. as geometrías tabuladas son geometrías ideales. /DV VWUXFWXUDV UDOV VWiQ D YFV GVWRUVRQDGDV, especialmente si los ligandos no son todos los mismos. as distorsiones V GEQ D FRPSQVDFRQV G ORV GVJXDOV FDPSRV OpFWUFRVJQUDGRVSRUORVGIUQWVOJDQGRV. )$&725(648(,1)/8<(1(1/$(67$%,/,'$''(/26&203/(-26 a causa que más afecta a la estabilidad de un complejo es la fortaleza de la unión ligando-metal. a fortaleza de esta unión nos dará una medida de su estabilidad. Ya hemos dicho que un complejo será tanto más estable cuanto mayor sea la carga del catión, menor sea su tamaño y tenga más orbitales vacíos. Sin embargo, hay otra serie de causas que también influyen en la estabilidad de un complejo como son el efecto quelato, el tamaño del anillo, el efecto estérico. ()(&7248(/$72 uantos más uniones presente un mismo ligando con el catión central, más difícil será romperlas, y, por tanto, más estable será el complejo. a estabilidad de un complejo aumenta en general, si se sustituyen n ligandos monodentados por un ligando n-dentado. El incremento en la estabilidad de los complejos con ligandos polidentados proviene principalmente de un efecto entrópico. Se puede entender con base en consideraciones termodinámicas las dos tendencias que rigen las reacciones químicas: la disminución de la entalpía (liberación de calor) y el aumento de entropía (mayor desorden). En las reacciones 1 y 2 se forman cuatro enlaces y la variación de entalpía ( ) es aproximadamente igual para ambas reacciones. Sin embargo, la segunda reacción implica la unión de tres especies químicas, mientras que en la primera intervienen cinco. on cinco especies se tienen más grados de libertad (más desorden) que con tres. Por tanto la reacción inversa de la primera está más favorecida que la inversa de la segunda. Es decir, desde un punto de vista entrópico, la segunda reacción 8

9 tal como está escrita está más favorecida; la variación de entropía favorece la segunda reacción frente a la primera. u œ [u( 3 ) 2+ ] 1:4 (1) u en œ [u(en) 2+ 2 ] 1:2 (2) omo hemos visto, la estabilidad del complejo aumenta por el efecto quelato de forma que el dietilendiamnacobre(ii) es más estable que el tetraamincobre(ii) u u 3 3 u u $0$f2'(/$1,//2 Al formase un complejo con un ligando polidentado se forma un ciclo; la estabilidad del complejo será máxima cuando el número de eslabones es 5, siendo PQRV VWDEOV ORV formados por 6 y 4 eslabones ya TX SUVQWDQ PD\RU USXOVyQ QWUODVQXEVGOFWURQV. El resto de los anillos presenta gran inestabilidad. ()(&726(67(5,&26 Si los ligandos son de gran volumen, es posible que los impedimentos estéricos eviten que entre el número apropiado de ligandos. Estos cambios se dan por ejemplo en el caso de la 1,10-fenantrolina, ligando que forma con el hierro (II) un complejo muy 9

10 estable de estequiometria 3:1. Sin embargo, un derivado suyo, la 2,9-dimetil-1,10- fenantrolina ya no forma complejo con hierro (II). 2+ Fe Fe 2+ Fe Fe 3 Por otra parte, este impedimento estérico se utiliza para hacer la reacción más selectiva. Así por ejemplo, el calcicromo forma complejos con a 2+ pero no con Ba 2+, Sr 2+ ni Mg 2+. Esto es debido a que el tamaño del hueco que deja el calcicromo en su interior determina el catión que puede entrar. El ión calcio tiene un tamaño más pequeño que el hueco mientras que los iónes estroncio, bario y magnesio son muy grandes. 10

11 SO 3 SO 3 SO 3 SO 3 O 3 S O O O SO 3 a 2+ O 3 S O O O a 2+ SO 3 SO 3 SO 3 SO 3 SO 3 5($&&,21(6325)250$&,Ï1'(&203/(-26(67$%,/,'$''(/26 &203/(-26 En medio acuoso los cationes de los metales de transición se encuantran solvatados formando auténticos acuocomplejos tales como [i( 2 O) 6 ] 2+, [u( 2 O) 4 ] 2+, [Zn( 2 O) 4 ] 2+, etc, y las reaccones por formación de complejos en medio acuoso pueden considerarse reducidas la mayoría de las veces a un simple desplazamiento de los ligandos acuo por otros ligandos para los que el átomo central presenta mayor afinidad. Este proceso de sustitución tiene lugar por etapas, de modo que, en cualquier momento debemos considerar la coexistencia de las especies límites y de todas las intermedias, siendo la proporción relativa de éstas función de la concentración del agente complejante (ligando que ha de sustituir al agua). Por ejemplo, el zinc(ii) en medio acuso forma el complejo tetraacuazinc(ii) [Zn( 2 O) 4 ] 2+. Si se añade amoniaco, las reacciones que tienen lugar son: [Zn( 2 O) 4 ] œ [Zn( 2 O) 3 ( 3 )] O [Zn( 2 O) 3 ( 3 )] œ [Zn( 2 O) 2 ( 3 ) 2 ] O [Zn( 2 O) 2 ( 3 ) 2 ] œ [Zn( 2 O)( 3 ) 3 ] O [Zn( 2 O)( 3 ) 3 ] œ [Zn( 3 ) 4 ] O ormalmente, el átomo central se simboliza con M y con al nuevo ligando. El átomo central tiene un índice de coordinación n y tanto el ligando como el átomo central los suponemos sin carga. as reacciones de formación sucesivas de complejos serían: 11

12 M + œ M M + œ M 2 M 2 + œ M M n-2 + œ M n-1 M n-1 + œ M n A cada proceso parcial le corresponde una corresponde una constante de equilibrio de formación de complejo sucesiva: [ 0/. = [ 0/ ] 2] 1. 2 = [ 0 ][/] [ 0/ ][/]. [ 0/ ] = [ 0/ ][/] 1 El proceso global de formación del complejo de máxima coordinación en el ligando sería: M + n œ M n a correspondiente constante de formación global de formación o de estabilidad de dicho complejo viene dada por la expresión:. [ 0/ ] = [ 0 ][/] a inversa de la constante de formación de un complejo o de la constante de estabilidad es la constante de inestabilidad o constante de destrucción. Esta constante valora la estabilidad de los complejos de forma que un complejo es tanto más estable cuanto menor sea su constante de inestabilidad. 1 [ 0 ][/]. = =. [ 0/ ] $IFWRVSUiFWFRVQPXFKDVRFDVRQVQODVTXVWUDEDMDQSUVQFDG [FVRGOJDQGRSXGRSUDUVFRQVWDVFRQVWDQWVJOREDOV\DTXODSUVQFD G VSFV QWUPGDV V UUYODQW IUQW D OD GO FRPSOMR G Pi[PD FRRUGQDFyQ. 12

13 $63(&726 &8$17,7$7,926 '( /$ 5(/$&,21 35(&,3,7$&,Ï1 ',62/8&,21'(35(&,3,7$'26325)250$&,Ï1'(&203/(-26 )RUPDFyQGXQyQFRPSOMRGVROXFyQG$J&OVQ1+ a) Una disolución saturada de cloruro de plata en contacto con exceso de Agl(s). b) uando se añade 3 (aq), se disuelve el exceso de Agl(s) por formación del ión complejo [Ag( 3 ) 2 ] +. omo se muestra en la figura anterior, cuando se añade 3 (aq) de concentración moderada a una disolución saturada de cloruro de plata en contacto con Agl(s) sin disolver, el sólido se disuelve. a clave de este proceso de disolución es que los iones Ag + del Agl se combinan con moléculas de 3 para formar iones [Ag( 3 ) 2 ] +, que junto con los iones l - permanecen en disolución como el compuesto soluble Ag( 3 ) 2 l. + [ $J( 1+ ) ] ( DF) + &O ( ) $J&O( V) ( DF) 3 DF 2 Existen dos equilibrios simultáneos: $J + ( DF ) ( DF ) + $J&O (V) $J ( DF) + &O ( DF) + [ $J( 1+ 3 ) ] ( DF) 2 El equilibrio de la segunda reacción está muy desplazado hacia la derecha, ya que [Ag( 3 ) 2 ] +, es un ión complejo estable. a concentración en el equilibrio de Ag + (ac) en el segundo equilibrio se mantiene tan baja que el producto iónico [Ag + ][l] - no alcanza el valor de K ps y el Agl permanece en disolución. 13

14 Si disponemos de un precipitado en equilibrio con una disolución saturada de la misma sustancia se cumple el equilibrio: AxMy œ xa y- + ym x- Dicho equilibro viene regido por el producto de solubilidad: Ks = [A y- ] x [M x- ] y De forma que la concentración del catión en la disolución es tanto menor cuanto más pequeño sea el producto de solubilidad + [ 0 ] =. [ $ ] Si a esta disolución le añadimos un agente acomplejante que puede formar con el catión un complejo [M n ], el catión en disolución formará en lo posible el complejo y el precipitado se disolverá si hay suficiente cantidad de ligando para mantener la concentración del catión por debajo de lo que dicta el producto de solubilidad, dándose la reacción por formación de complejo: M + n œ M n Si el precipitado disuelto ha de coexistir en equilibrio con el complejo es preciso que la concentración del catión satisfaga exactamente las condiciones de los dos equilibrios simultáneamente. En el caso de que la concentración del catión que pueda estar en equilibrio con el complejo sea inferior a la requerida por el valor del producto de solubilidad el precipitado se disolverá. &203/(-26,17(512648(/$726&203/(;21$6 Se conoce como complejos internos a los complejos en que el ión metálico se une a moléculas orgánicas por dos o más puntos de las mismas, originando estructuras cíclicas. Muchos compuestos orgánicos que se comportan como ligandos bidentados forman complejos internos con cationes metálicos. os complejos internos formados con ligandos bidentados presentan en su estructura, con mucha frecuencia, anillos de cinco o seis eslabones en los que intervienen el átomo central y poseen una elevada estabilidad. Estos compuestos reciben la denominación genérica de quelatos (vocablo que procede del griego y significa pinza 14

15 de cangrejo) y son generalmente insolubles en agua pero solubles en disolventes orgánicos. a presencia en la molécula de anillos no saturados de cinco o seis eslabones confiere a muchos quelatos colores intensos. Este conjunto de propiedades hacen muy interesante el uso de agentes quelatos en Química Analítica. Así, la dimetilgiloxima es un reactivo específico para el i a p 8 que origina un precipitado rojo intenso de dimetilglioximato de niquel(ii). a presencia del átomo de niquel en los cuatro anillos pentagonales confiere una elevada estabilidad al complejo. 3 3 O O i O O O Dioxina O Dimetilglioximato de niquel(ii) os quelatos encuentran aplicación en otras ramas de la química, pero constituyen un área de mucha utilidad dentro de la Química Analítica. En 1946 SWARTZEBA propone la utilización de unas sustancias (complexonas) que con muchos cationes metálicos (incluidos alcalinoterreos) originaban complejos internos (en general solubles) y muy estables. Estas se denominaron complexona I, complexona II y complexona III. a complexona I es el ácido nitrilotriacético, que se simbloliza por 3 X (( 2 - OO) 3 ) 2 OO 2 OO 2 OO a complexona II es el ácido etilendiaminotetraacético, que se simboliza como 4Y y al que de manera general se le conoce como EDTA OO 2 OO 2 2 OO OO 15

16 a complexona III es la sal disódica del ácido etilendiaminotetraacético, a la que se simboliza como a 2 2 Y, y que, siendo la más apliamente utilizada (por ser soluble en agua), también se conoce como EDTA. OO 2 aoo 2 2 OO OOa O O 2 aoo 2 a 2 O O OOa En todos los casos en que el EDTA reacciona con un catión lo hace en una relación molar 1:1. Se utiliza mucho como agente valorante de cationes metálicos. A las valoraciones con complexonas se les denomina complexometrías. omo indicadores del punto de equivalencia en las complexometrías se utilizan compuestos orgánicos que forman con el catión a valorar complejos intensamente coloreados menos estables que los complejos EDTA-metal, de modo que el desplazamiento del ligando indicador por el EDTA venga claramente señalado por un cambio de color. M-Ind (OOR A) + EDTA œ M-EDTA + Ind (OOR B) También se utiliza el EDTA como agente enmascarante de iones metálicos. 16

17 120(1&/$785$'(/26&203/(-26 En las fórmulas de los compuestos de coordinación van primero los cationes, y después los aniones, aunque en los nombres primero se nombra el anión, como se hace en los compuestos iónicos sencillos: cloruro de sodio, al. os aniones que actúan como ligandos se nombran utilizando la terminación o. ormalmente, las terminaciones XUR cambian a R, las terminaciones WR y DWR no cambian. as moléculas neutras que actúan como ligandos generalmente no modifican su nombre. Por ejemplo, el nombre etilendiamina se utiliza tanto para la molécula libre como para el ligando. Acuo, amin, carbonilo, y nitrosilo son las principales exceciones. El número de ligandos de un determinado tipo, se indica con un prefijo. os prefijos habituales son PRQR=1, G=2, WU=3, WWUD=4, SQWD=5 y K[D=6. El prefijo PRQR se suele omitir. Si el nombre del ligando es un nombre compuesto que a su vez contiene un préfijo numérico como etilendiamina, se encierra el nombre con un paréntesis precedido por EV=2, WUV=3, WWUDV=4, y así sucesivamente. Así, dicloro significa dos iones l - como ligandos, pentaacuo significa cinco moléculas de 2 O. Para indicar la presencia de dos ligandos etilendiamina (en), escribimos EV (etilendiamina). Para nombrar un complejo, se nombran primero los ligandos por orden alfabético, seguidos por el nombre del metal central. El estado de oxidación del metal central se indica con números romanos. Si el complejo es un anión, el metal lleva la terminación ato. os prefijos (di, tri, bis, tris,...) no se tienen en cuenta al establecer el orden alfabético. Así, el nombre de [rl 2 ( 2 O) 4 ] + es el ión tetraacuodiclorocromo (III); de [ol 2 (en) 2 ] + es el ión diclorobis(etilendiamina)cobalto(iii) y de [r(o) 4 ] - es el ion tetrahidroxocromato (III). Para los aniones complejos de algunos metales, se utiliza el nombre en latín dado en la siguiente tabla. Así el de [ul 4 ] 2- es el ión tetraclorocuprato (II). Al escribir la fórmula de un complejo, se escribe primero el símbolo químico del metal central, seguido de las fórmulas de los aniones y después las moléculas neutras. Si hay dos o más aniones o moléculas neutras diferentes como ligandos, se escriben en orden alfabético de acuerdo con el primer símbolo químico de sus fórmulas. Así, en la fórmula del ion tetraammincloronitrocobalto (III), el l - precede al O 2, y ambos se colocan antes de las moléculas neutras de 3 : de [ol(o 2 )( 3 ) 4 ] +. 17

18 1RPEUVGDOJXQRVPWDOVQORVDQRQVFRPSOMRV ierro Ferrato obre uprato Estaño Estannato Plata Argentato Plomo Plumbato Oro Aurato ombres comunes o vulgares: ferrocianuro para el de [Fe() 6 ] 4- y ferricianuro para el de [Fe() 6 ] 3-. Estos nombre vulgares indican el estado de oxidación de los iones metálicos centrales mediante las designaciones o e i (o para el ión ferroso, Fe 2+, en el [Fe() 6 ] 4- e i para el ión férrico, Fe 3+, en el [Fe() 6 ] 3-. Sin embargo estos nombres vulgares no indican que los iones metálicos tienen un número de coordinación 6. os nombres sistemáticos, hexacianoferrato(ii) y hexacianoferrato(iii), dan más información. 18

19 02/(&8/$ 120%5( 120%5(&202/,*$1'2 MOEUAS EUTRAS 3 Amoníaco Ammin 2 O Agua Acua O Monóxido de carbono arbonil P 3 Fosfina Fosfin O Oxido nítrico itrosil 3 2 Metilamina Metilamina 5 5 Piridina Piridina AIOES F - Fluoruro Fluoro l - loruro loro Br - Bromuro Bromo I - Ioduro Yodo O 2- Anión óxido Oxo O - idróxido idroxo - ianuro iano - Isocianuro Isociano SO 4 2- Sulfato Sulfato 2- S 2 O 3 Tiosulfato Tiosulfato O 2 - itrito itrito- o itro OO- itrito itrito-o -S Sulfocianuro, Tiocianato-S Tiocianato -S Sulfocianuro Tiocianato Tiocianato- 19