Complex de coordinació

Un complex de coordinació és un compost químic que consistix en un àtom o ion central, que generalment és metàlic i es denomina centre de coordinació, i un conjunt circumdant de molècules o ions units, que a la seua volta es coneixen com lligants o agents complejantes.^[1] Molts composts que contenen metals, especialment aquells que inclouen metals de transició (elements com el titani que pertanyen al bloc d de la taula periòdica), són complexos de coordinació.

Tradicionalment, un complex sempre ha implicat una associació reversible de molècules, àtoms o ions en enllaços químics dèbils. No obstant, este significat ha evolucionat en aplicar-se a la química de la coordinació. Actualment, alguns complexos metàlics es formen de forma casi irreversible i molts d'ells s'unixen per mig d'enllaços molt forts.

Nomenclatura i terminologia

L'àtom de dins d'un lligant que està unit a l'àtom o ion metàlic central es denomina àtom donant. En un complex típic, un ion metàlic està unit a varis àtoms donants, que poden ser iguals o diferents. Un lligant polidentado (en enllaços múltiples) és una molècula o ion que s'unix a l'àtom central a través de varis dels seus àtoms; són comuns els ligandos en 2, 3, 4 o inclús 6 enllaços a l'àtom central. Estos complexos es denominen complexos quelat; la formació d'estos complexos es denomina quelaació, complexaació i coordinació.

L'àtom o ion central, junt en tots els ligandos, componen l'esfera de coordinació.^[2]^[3] Els àtoms o ion centrals i els àtoms donadores componen la primera esfera de coordinació.

La coordinació es referix als "enllaços covalente coordinats" (enllaces dipolares) entre els ligandos i l'àtom central. Originalment, un complex implicava una associació reversible de molècules, àtoms o ions per mig d'estos enllaços químics dèbils. Aplicat a la química de coordinació, este significat ha evolucionat. Alguns complexos metàlics es formen de forma pràcticament irreversible i molts estan units per enllaços prou forts.^[4]^[5]

El número d'àtoms donants units a l'àtom o ion central es denomina número. Els número més comuns són 2, 4 i, especialment, 6. Un ion hidratado és un tipo de ion complex (o simplement un complex), una espècie formada entre un ion metàlic central i un o més ligandos, molècules o ions circumdants que contenen a lo manco un parell d'electrons no enllaçats.

Si tots els ligandos són monodentats, el número d'àtoms donants és igual al número de ligandos. Per eixemple, el ion cobalt(II) hexahidratado o ion hexaaquacobalto(II) [Co(H₂O)₆]²⁺ és un ion complex hidratado que consta de sis molècules d'aigua unides a un ion metàlic Co. L'estat d'oxidació i el número reflectixen el número d'enllaços formats entre el ion metàlic i els ligandos en el ion complex. No obstant, el número de Pt(en)Plantilla:La seua és 4 (en lloc de 2) ya que té dos ligandos bidentats, que contenen quatre àtoms donadores en total.

Qualsevol àtom donant cedirà un parell d'electrons. Existixen àtoms o grups donants que poden cedir més d'un parell d'electrons. Estos es denominen bidentats (cedixen dos parells d'electrons) o polidentats (cedixen més de dos parells d'electrons). En alguns casos, un àtom o grup cedix un parell d'electrons a dos àtoms o aceptores metàlics centrals, similars o diferents, per mig de la divisió del parell d'electrons, en un enllace de dos electrons en tres centres. Estos es denominen ligandos pont.

Història

Els complexos de coordinació es coneixen des dels inicis de la química moderna. Entre els primers complexos de coordinació coneguts es troben colorants com el blau de Prusia. Les seues propietats es varen comprendre be a finals del XIX, despuix del treball de Christian Wilhelm Blomstrand en 1869. Blomstrand va desenrollar lo que es coneix com la teoria de la cadena iònica complexa. En considerar els complexos d'amina metàlica, teorizó que les molècules d'amoníac compensaven la càrrega de l'ion formant cadenes del tipo [(NH₃)_X]^X+_, a on X és el número de l'ion metàlic. Va comparar les seues cadenes teòriques d'amoníac en hidrocarburs de la forma (II₂)_X.^[6]

Seguint esta teoria, el científic danés Sophus Mads Jørgensen la va millorar. En la seua versió, va afirmar que quan una molècula es disocia en una solució, hi havia dos possibles resultats: els ions s'unirien per mig de les cadenes d'amoníac descrites per Blomstrand o s'unirien directament al metal.

No va ser fins a 1893 que Alfred Werner va publicar la versió més acceptada de la teoria en l'actualitat. El seu treball va incloure dos canvis importants en la teoria de Blomstrand. El primer va ser que va descriure les dos possibilitats en térmens de la seua ubicació en l'esfera de coordinació. Va afirmar que si els ions formaren una cadena, açò ocorreria fòra de l'esfera de coordinació, mentres que els ions que s'uniren directament al metal ho farien dins d'ella.^[7] No obstant, en un dels seus descobriments més importants, Werner refutó la major part de la teoria de la cadena. Va descobrir la disposició espacial dels ligandos que participaven en la formació del complex hexacoordinado cobalt. La seua teoria permet comprendre la diferència entre un lligant coordinat i un ion d'equilibri de càrrega en un compost, per eixemple, el ion clorur en els clorur de cobaltamina, i explicar molts dels isòmers prèviament inexplicables.

En 1911, Werner va resoldre per primera volta el complex de coordinació cobalt/amoníac hexol en isòmers òptics, derribant la teoria de que solament els composts de carbono podien posseir quiralitat.^[8]

Estructures

Els ions o molècules que rodegen l'àtom central es denominen lligants. Els ligandos es classifiquen com L o X (o una combinació d'abdós), segons la cantitat d'electrons que aporten per a l'enllaç entre el lligant i l'àtom central. Els ligandos L aporten dos electrons d'un parell d'electrons solitari, lo que resulta en un enllace covalente coordinat. Els ligandos X aporten un electró, i l'àtom central aporta l'atre, formant aixina un enllaç covalente regular. Es diu que els ligandos estan coordinats en l'àtom. En els alquenos, els enllaços pi poden coordinar-se en àtoms metàlics. Un eixemple és l'etileno en el complex {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[PtCl3(L.)]-}} (Sal de Zeise).

Geometria

En química de coordinació, una estructura es descriu inicialment per la seua número, el número de ligandos units al metal (més específicament, el número d'àtoms donants). Generalment, es poden contar els ligandos units, pero a voltes inclús el conteo pot resultar ambigu. Els número solen estar entre dos i nou, pero no és rar trobar grans cantitats de ligandos en els lantànits i actínits. El número d'enllaços depén del tamany, la càrrega i la configuració electrònica de l'ion metàlic i dels ligandos. Els ions metàlics poden tindre més d'un número.

Normalment, la química dels complexos de metals de transició està dominada per les interaccions entre els orbitales moleculars s i p dels àtoms donants en els ligandos i els orbitales d dels ions metàlics. Els orbitales s, p i d del metal poden albergar 18 electrons (vore la regla dels 18 electrons). Per lo tant, el número màxim d'un metal determinat està relacionat en la configuració electrònica de l'ion metàlic (més específicament, el número de orbitales buits) i en la relació entre el tamany dels ligandos i el ion metàlic. Els metals grans i els ligandos chicotets donen lloc a número alts, com el {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[Mo(II)8](4-)}}. Els metals chicotets en ligandos grans conduïxen a número baixos, com el {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |Pt[P(CMe3)]2}}. Pel seu gran tamany, els lantànits, actínits i els metals de transició primerencs tendixen a tindre número alts.

La majoria de les estructures seguixen el patró de punts sobre una esfera (o com si l'àtom central estiguera en el centre d'un poliedre, a on els vèrtiços d'eixa forma són les ubicacions dels ligandos), a on la superposició orbital (entre els orbitales del lligant i el metal) i les repulsió lligant-lligant tendixen a donar lloc a certes geometria regulars. Les geometria més observades s'enumeren a continuació, pero existixen molts casos que es desvien d'una geometria regular, per eixemple, per l'us de ligandos de diversos tipos (lo que resulta en llongituts d'enllaç irregulars; els àtoms de coordinació no seguixen un patró de punts sobre una esfera), pel tamany dels ligandos o per efectes electrònics (vore, per eixemple, la distorsió de Jahn-Teller).

Llineal per a dos coordinació
Planar trigonal per a tres coordenades
Tetraèdrica o plana quadrada per a quatre coordenades
Bipiramidal trigonal per a cinc coordinació
Octaèdric per a sis coordinació
Bipiramidal pentagonal per a sèt coordinació
Antiprismático quadrat per a huit coordenades
Prismàtic trigonal tricoplado per a nou coordenades

Les descripcions idealisades de la coordinació 5, 7, 8 i 9 a sovint són geomètricament indistintes de les estructures alternatives en ànguls II (lligant-metal-lligant) llaugerament diferents, per eixemple la diferència entre estructures piramidals quadrades i bipiramidales trigonals.^[9]

Piràmide quadrada para penta-coordinació^[10]
Prismàtic octaèdric o trigonal en capuchón per a hepta-coordinació^[11]
Prismàtic trigonal dodecaédrico o bicapiado per a octa-coordenades^[12]
Antiprismático quadrat en tapa per a coordinació de 9

Per a distinguir entre les coordinació alternatives dels complexos penta-coordinats, Addison et al.^[13] varen inventar l'índex geomètric τ. Este índex depén dels ànguls del centre de coordinació i varia entre 0 per a la piràmide quadrada i 1 per a les estructures bipiramidales trigonals, lo que permet classificar els casos intermijos. Este sistema va ser ampliat posteriorment als complexos tetra-coordinats per Houser et al.^[14] i Okuniewski et al.^[15]

En sistemes en un baix conteo d'electrons d, per efectes electrònics especials tals com l'estabilisació de Jahn-Teller (de segon orde),^[16] certes geometria (en les que els àtoms de coordinació no seguixen un patró de punts sobre una esfera) s'estabilisen en relació en les atres possibilitats, per eixemple, per a alguns composts, la geometria prismàtica trigonal s'estabilisa en relació en les estructures octaèdriques per a sis coordinació.

Inclinat per a dos coordinació
Piràmide trigonal per a tres coordinació
Prismàtic trigonal per a sis coordenades

Estereoquímica

Existixen molts tipos d'isomeria en els complexos de coordinació.^[17] De la mateixa manera que en la química orgànica, els isòmers són de dos tipos: diastereómeros (també cridats diastereoisómeros) i enantiómeros. Els enantiómeros són imàgens especulares no superponibles. Els diastereómeros són tots els demés tipos d'isòmers.

Isomeria cis-trans i isomeria facial-meridional

L'isomeria cis-trans es presenta en complexos octaèdrics i plans quadrats (pero no tetraèdrics). Quan dos ligandos són adjacents, es diu que són cis, quan són oposts, trans. Quan tres ligandos idèntics ocupen una cara d'un octaedre, l'isòmer es diu que és facial o fac. En un isòmer fac, dos ligandos idèntics qualssevol són adjacents o cis entre sí. Si estos tres ligandos i el ion metàlic estan en un pla, l'isòmer es diu que és meridional o mer. Un isòmer mer pot considerar-se com una combinació d'un trans i un cis, ya que conté parells de ligandos idèntics tant trans com cis.

Erro al crear miniatura:

cis-[CoCl2(L.2___)4]+}}
Erro al crear miniatura:

trans-[CoCl2(L.4___)4]+}}
Erro al crear miniatura:

fac-[CoCl3(L.6___)3]}}
Erro al crear miniatura:

mer-[CoCl3(L.8___)3]}}

isomeria òptica

L'isomeria òptica es produïx quan un complex no és superponible en la seua image especular. Es denomina aixina perque abdós isòmers són ópticament actius, és dir, rotan el pla de la llum polarisada en direccions opostes. En la primera molècula mostrada, el símbol Λ (lambda) s'utilisa com a prefix per a descriure el hèliç levógira formada per tres ligandos bidentats. La segona molècula és l'image especular de la primera, en el símbol Δ (delta) com a prefix per a l'hèliç dextrógira. La tercera i la quarta molècules són un parell similar d'isòmers Λ i Δ, en este cas en dos ligandos bidentats i dos ligandos monodentats idèntics.^[18]

Erro al crear miniatura:

{{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |Λ-[Fe(ox)3](3-)}}
Erro al crear miniatura:

Δ-[Fe(ox)3](3-)}}
Erro al crear miniatura:

Λ-cis-[CoCl2(en)2]+}}
Erro al crear miniatura:

Δ-cis-[CoCl2(en)2]+}}

Atres tipos d'isomeria

L'isomeria estructural es produïx quan els enllaços són diferents. Es reconeixen quatre tipos d'isomeria estructural: isomeria de ionisació, isomeria de solvatos o hidrats, isomeria d'enllaç i isomeria de coordinació.

Isomeria de ionisació: els isòmers produïxen diferents ions en solució, encara que tenen la mateixa composició. Este tipo d'isomeria ocorre quan el contraión del complex també és un lligant potencial. Per eixemple, el sulfat de pentaaminobromocobalto(L.) {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[Co(II)5Br]II}} és de color roig violeta i en solució dona un precipitat en clorur de bari, lo que confirma la presència de l'ion sulfat, mentres que el bromur de pentaaminosulfatocobalto(ETH-) {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[Co(XIX)NH]Br}} és roig i dona negatiu en la prova de l'ion sulfat en solució, pero en canvi dona un precipitat de AgBr en nitrat d'argent.^[19]

Isomeria de solvatos o hidrats: els isòmers tenen la mateixa composició, pero diferixen en el número de molècules de dissolvent que actuen com lligant o que simplement ocupen llocs en el cristal. Eixemples: {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[Cr(A.)6]Cl3}} és de color violeta, {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[CrCl(A.)5]Cl2·L.}} és blau verdoso i {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[CrCl2(II)4]Cl*II}} és vert obscur. Vore aigua de cristalisació.^[19]
L'isomerisme d'enllaç ocorre en ligandos en més d'un possible àtom donant, coneguts com ligandos ambidentats.^[20] Per eixemple, el nitrit pot coordinar-se a través d'O o XIX^[21] Un parell d'isòmers d'enllaç de nitrit tenen estructures {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |(Alfred_Werner_ETH-Bib_Portr_09965.jpg)5ENHexol-2D-wedged.png(2+)}} (isòmer nitro) i {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |(A.)L.(2+)}} (isòmer nitrit).^[20]
L'isomeria de coordinació ocorre quan tant els ions positius com els negatius d'una sal són ions complexos i els dos isòmers diferixen en la distribució de ligandos entre el catión i el anión. Per eixemple, en el cas dels complexos {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[Co(II)6][Cr(II)6]}} i {{ $A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ |[Cr(ETH-)6][Co(XIX)6]}}.^[19]

Propietats electròniques

Moltes de les propietats dels complexos de metals de transició estan determinades per les seues estructures electròniques. L'estructura electrònica pot descriure's per mig d'un model relativament iònic que atribuïx càrregues formals als metals i ligandos. Este enfocament constituïx l'essència de la teoria de camps cristalins (NH). La teoria de camps cristalins, introduïda per Hans Bethe en 1929, oferix un intent de comprendre els complexos en base en la mecànica quàntica. No obstant, la teoria de camps cristalins tracta totes les interaccions en un complex com a iòniques i assumix que els ligandos poden aproximar-se per mig de càrregues puntuals negatives.

Els models més sofisticats adopten la covalencia, enfocament descrit per la teoria del camp de ligandos (NH) i la teoria dels orbitales moleculars (II). La teoria del camp de ligandos, introduïda en 1935 i desenrollada a partir de la teoria de orbitales moleculars, permet abordar una gama més àmplia de complexos i explicar aquells les interaccions dels quals són covalente. Les aplicacions químiques de la teoria de grups poden facilitar la comprensió de la teoria de camps cristalins o de ligandos, en permetre solucions simples i simètriques a les equacions formals.

Els químics tendixen a amprar el model més simple necessari per a predir les propietats d'interés; per això, la teoria de la transformació quàntica (A.) ha segut la favorita en els debats sempre que ha segut possible. Les teories dels àtoms moleculars (A.) i els àtoms de decorregut (L.) són més complexes, pero oferixen una perspectiva més realista.

La configuració electrònica dels complexos els conferix algunes propietats importants:

Color dels complexos de metals de transició

Els complexos de metals de transició solen presentar colors espectaculars causats per transicions electròniques causades per l'absorció de llum. Per esta raó, se solen aplicar com pigments. La majoria de les transicions relacionades en els complexos metàlics coloreats són transicions d-d o bandes de transferència de càrrega. En la transició ad-d, un electró en ad orbital en el metal és excitat per un fotó a un atre orbital d de major energia, per lo tant, les transicions d–d ocorren solament per a complexos de orbitales d parcialment plens (d^1–9). Per a complexos que tenen configuració d⁰ o d¹⁰, la transferència de càrrega encara és possible encara que les transicions d–d no ho siguen. Una banda de transferència de càrrega implica la promoció d'un electró d'un orbital basat en metal a un orbital basat en lligant buit (transferència de càrrega de metal a lligant o II). També ocorre lo contrari: excitació d'un electró en un orbital basat en lligant a un orbital basat en metal buit (transferència de càrrega de lligant a metal o II). Estos fenomens es poden observar en l'ajuda d'espectroscòpia electrònica; també coneguda com ETH-Vis.^[22] Per a composts simples en alta simetria, les transicions d–d es poden assignar utilisant diagrames de Tanabe–Sugano. Estes assignació estan guanyant cada volta més respal en la química computacional.

Colors de varis eixemples de complexos de coordinació
	Fe²⁺	Fe³⁺	Co²⁺	Cu²⁺	A el³⁺	Cr³⁺
Ió hidratado	Vert pàlit	Groc/marró	Rosa	Blau	Incoloro	Vert
(II)⁻, diluído	Vert obscur	Marró	Blau/vert	Blau	Blanco	Vert
(A.)⁻, concentrat	Vert obscur	Marró	Blau/vert	Blau	Incoloro	Vert
NH₃, diluído	Vert obscur	Marró	Color palla	Blau obscur	Blanco	Morat
II₃, concentrat	Vert obscur	Marró	Color palla	Blau obscur	Blanco	Morat
(A.₃)^2-	Vert obscur	Marró	Rosa	Blau/vert

Colors dels complexos de lantànits

Superficialment, els complexos de lantànits són similars als dels metals de transició en que alguns presenten color. No obstant, per als ions comuns Ln³⁺ (Ln = lantànit), els colors són pàlits i a penes es veuen influenciats per la naturalea del lligant. Estos colors es deuen a les transicions electròniques 4f. Ya que els orbitales 4f dels lantànits estan "enterrats" en el núcleu de xenón i protegits del lligant pels orbitales 5s i 5p, no es veuen influenciats pels ligandos en gran mida, lo que produïx una divisió del camp cristalí molt menor que en els metals de transició. L'espectre d'absorció d'un ion Ln³⁺ s'aproxima al de l'ion lliure, a on els estats electrònics es descriuen per mig d'acoplament espin-òrbita. Açò contrasta en els metals de transició, a on l'estat fonamental es dividix pel camp cristalí. Les absorció per a Ln³⁺ són dèbils ya que les transicions dipolares elèctriques estan prohibides per paritat (prohibides per Laporte) pero poden guanyar intensitat per l'efecte d'un camp de lligant de baixa simetria o la mescla en estats electrònics superiors (per eixemple, orbitales d). Les bandes d'absorció ff són extremadament nítides, lo que contrasta en les observades per als metals de transició que generalment tenen bandes amples.^[23] Açò pot conduir a efectes extremadament inusuals, com a canvis de color significatius baix diferents formes d'allumenament.

Magnetisme

Els complexos metàlics que tenen electrons desapareados són paramagnéticos. Açò pot deure's a un número impar d'electrons en general o a un emparellament electrònic incomplet. Per lo tant, les espècies monomériques de Tu(NH) tenen un "electró d" i deuen ser (para)magnètiques, independentment de la geometria o la naturalea dels ligandos. El Tu(NH), en dos electrons d, forma alguns complexos que tenen dos electrons desapareados i uns atres sense cap. Este efecte s'ilustra en els composts TiX₂[(II₃)₂A.₂A.₂P(L.₃)₂]₂: quan X = Cl, el complex és paramagnético (configuració d'alt espin), mentres que quan X = II₃, és diamagnético (configuració de baix espin). Els ligandos proporcionen un mig important per a ajustar les propietats del estat fonamental.

En els complexos bimetálicos i polimetálicos, a on els centres individuals tenen un número impar d'electrons o un espin alt, la situació és més complexa. Si existix interacció (directa o a través d'un lligant) entre dos o més centres metàlics, els electrons poden acoplar-se (acoplament antiferromagnético, lo que resulta en un compost diamagnético) o potenciar-se mútuament (acoplament ferromagnético). En absència d'interacció, els dos o més centres metàlics es comporten com si anaren dos molècules separades.

Reactivitat

Els complexos mostren una varietat de possibles reactivitat:^[24]

Transferències d'electrons

La transferència d'electrons (NH) entre ions metàlics pot ocórrer per mig de dos mecanismes distints: transferència d'electrons d'esfera interna i externa. En una reacció d'esfera interna, un lligant pont actua com a conducte per a la II
Intercanvi de lligant (degenerado)
Un indicador important de reactivitat és la taxa d'intercanvi degenerado de ligandos. Per eixemple, la taxa d'intercanvi d'aigua coordinada en complexos [M(H₂O)₆]ⁿ⁺ varia més de 20 órdens de magnitut. Els complexos a on els ligandos es lliberen i reboten ràpidament es classifiquen com lábiles. Dits complexos lábiles poden ser prou estables termodinámicament. Els complexos metàlics lábiles típics tenen baixa càrrega (Na⁺), electrons en orbitales d que són antienlazantes sobre els ligandos (Zn²⁺), o carixen de covalencia (Ln³⁺, a on Ln és qualsevol lantànit). La labilitat d'un complex metàlic també depén de les configuracions d'alt espin front a baix espin quan açò és possible. Per lo tant, Fe(A.) i Co(A.) d'alt espin formen complexos lábiles, mentres que els anàlecs de baix espin són inertes. El Cr(L.) solament pot existir en l'estat d'espin baix (quartet), que és inerte pel seu alt estat d'oxidació formal, absència d'electrons en orbitales antienlazantes M–L, ademés de certa "estabilisació del camp de lligant" associada en la configuració d³ .
Processos associatius
Els complexos en orbitales buits o semillenos solen reaccionar en substrats. La majoria dels substrats tenen un estat fonamental singlete; és dir, presenten parells d'electrons solitaris (p. eix., aigua, amina, éter), per lo que necessiten un orbital buit per a reaccionar en un centre metàlic. Alguns substrats (p. eix., l'oxigen molecular) tenen un estat fonamental triplet, lo que fa que els metals en orbitales semillenos tendixquen a reaccionar en dits substrats (cal mencionar que la molècula de dioxígeno també presenta parells d'electrons solitaris, per lo que també pot reaccionar com una base de Lewis normal).

Si els ligandos al voltant del metal s'elegixen cuidadosadament, el metal pot ajudar en les transformacions (estequiomètriques o catalítiques) de molècules o usar-se com a sensor.

Classificació

Els complexos metàlics, també coneguts com a composts de coordinació, inclouen pràcticament tots els composts metàlics. L'estudi de la «química de coordinació» és l'estudi de la «química inorgànica» de tots els metals alcalinos i alcalinotérreos, metals de transició, lantànits, actínits i metaloides. Per lo tant, la química de coordinació comprén la química de la major part de la taula periòdica. Els metals i els ions metàlics existixen, a lo manco en les fases condensadas, solament rodejats de ligandos.

Les àrees de la química de coordinació es poden classificar segons la naturalea dels ligandos, en térmens generals:

Complexos clàssics (o "complexos de Werner"): En la química de coordinació clàssica, els ligandos s'unixen als metals, casi exclusivament, a través dels seus parells d'electrons solitaris, que residixen en els àtoms del grup principal del lligant. Els ligandos típics són H₂O, II₃, Cl⁻, II⁻ i en. Alguns dels membres més simples d'estos complexos es descriuen en complexos metàlics d'amoni i complexos metàlics d'amina.

Eixemples: [Co(ETH-)]⁻, [Co(NH₃)₆]³⁺, _[Fe(C₂O₄)₃]^3-

Química organometálica: Els ligandos són orgànics (alquenos, alquinos, alquilos), aixina com ligandos "similars a orgànics", com a fosfina, hidrur i NH

Eixemple: (C5H5)Fe(II)2A.3

Química bioinorgánica: Els ligandos són aquells proporcionats per la naturalea, incloent especialment les cadenes laterals dels aminoàcits, i molts cofactores com les porfirinas.

Eixemple: el hemoglobina conté hemo, un complex de porfirina de ferro.

Eixemple: la clorofila conté un complex de porfirina de magnesi.

Molts ligandos naturals són "clàssics", especialment l'aigua.

Química de clústers: els ligandos inclouen tots els anteriors, aixina com atres ions o àtoms metàlics també.

Eixemple Ru₃(A.)₁₂

En alguns casos hi ha combinacions de diferents camps:

Eixemple: [Fe₄S₄(Escisteinilo)₄ ]²⁻, en el que un grup està incrustat en una espècie biològicament activa.

Mineralogia, ciència dels materials i química de l'estat sòlit – tal com s'apliquen als ions metàlics – són subconjunts de la química de coordinació en el sentit de que els metals estan rodejats de ligandos. En molts casos, estos ligandos són òxits o sulfur, pero els metals estan coordinats de tots modos, i s'apliquen els principis i directrius que es discutixen a continuació. En els hidrats, a lo manco alguns dels ligandos són molècules d'aigua. És cert que l'enfocament de la mineralogia, la ciència dels materials i la química de l'estat sòlit diferix de l'enfocament habitual de la química de coordinació o inorgànica. Les primeres s'ocupen principalment de les estructures polimèriques, propietats que sorgixen dels efectes colectius de molts metals altament interconectados. Pel contrari, la química de coordinació se centra en la reactivitat i les propietats dels complexos que contenen àtoms metàlics individuals o chicotets conjunts d'àtoms metàlics.

Nomenclatura dels complexos de coordinació

El procediment bàsic per a nomenar un complex és:

En nomenar un ion complex, els ligandos es nomenen abans que el ion metàlic.
Els noms dels ligandos s'indiquen en orde alfabètic. Els prefixos numèrics no influïxen en l'orde.
- Els ligandos monodentats que apareixen vàries voltes reben un prefix segons el número d'aparicions: vaig donar-, tri-, tetra-, penta- o hexa- .
- Els ligandos polidentats que es presenten en múltiples situacions (per eixemple, etilendiamina, oxalato) reben bis-, tris-, tetrakis-, etc.
- Els aniones terminen en o . Açò reemplaça la "i" final quan el anión termina en "-uro", "-nugue" o "-ito", p. eix., el clorur es convertix en clorur i el sulfat en sulfat . Anteriorment, "-uro" es canviava a "-o" (p. eix., clor i ciano), pero esta regla es va modificar en les recomanacions de la L. de 2005 i les formes correctes per a estos ligandos ara són clorur i cianur.^[25]
- Els ligandos neutres reben el seu nom habitual, en algunes excepcions: ETH- ₃ es convertix en amina; H₂O es convertix en aigua o aquo; XIX es convertix en carbonilo; NH es convertix en nitrosilo.
Escriga el nom de l'àtom/ion central. Si el complex és un anión, el nom de l'àtom central terminarà en -nugue i s'usarà el seu nom en llatí si està disponible (llevat para el mercuri).
Es deu especificar l'estat d'oxidació de l'àtom central (quan és un de varis possibles o zero) i deu escriure's com un número romà (o 0) entre paréntesis.

El nom del catión deu anar precedit del nom de l'anión. (si correspon, com en l'últim eixemple)

Eixemples:

metal	-	cobalt	cobaltato
alumini	aluminato
cromo	cromato
vanadi	vanadato
coure	cuprato
ferro	ferrato

[Cd(NH)₂(en)₂] → dicianidobis(etilendiamina)cadmi(II)

[CoCl(A.₃)₅]A.₄ → sulfat de pentaaminoclorurocobalto(L.)

[Cu(H₂O)₆] ²⁺ → ion hexaacuacobre(II)

[CuCl₅II₃]³⁻ → ion amminopentacloridocuprato(ETH-)

K₄[Fe(XIX)₆] → hexacianuroferrato de potassi(NH)

[NiCl₄]²⁻ → ion tetracloruro de níquel (NH) (L'us de clor- es va eliminar de la convenció de nomenclatura de la II)^[25]

El número dels ligandos units a més d'un metal (ligandos pont) s'indica per mig d'un subíndex del símbol grec μ abans del nom del lligant. Aixina, el dímer de tricloruro d'alumini es descriu com A el₂Cl₄(μ₂-Cl)₂ _.

Qualsevol grup aniónico pot ser estabilisat electrònicament per qualsevol catión. Un complex aniónico pot ser estabilisat per un catión hidrogen, convertint-se en un complex àcit que pot disociarse per a lliberar el hidrogen catiónico. Este tipo de compost complex es denomina en la terminació "ic" despuix del metal central. Per eixemple, l'H₂[Pt(A.)₃] es denomina àcit tetracianoplatínico (A.).

Constant d'estabilitat

L'afinitat dels ions metàlics pels ligandos es descriu per mig d'una constant d'estabilitat, també cridada constant de formació, representada pel símbol K_f. Esta és la constant d'equilibri per al seu ensamblage a partir del metal constituent i els ligandos, i pot calcular-se en conseqüència, com en el següent eixemple per a un cas simple:

x M (a q) + y L (a q) \overset{- ⇀}{↽ -} z Z (a q)

K_{f} = \frac{[Z]^{z}}{[M]^{x} [L]^{y}}

on: x, i, z són els coeficients estequiomètrics de cada espècie. M representa metal/ion metàlic, L bases de Lewis i, finalment, Z ions complexos. Les constants de formació varien considerablement. Valors alts indiquen una alta afinitat del metal pel lligant, sempre que el sistema estiga en equilibri.^[26]

A voltes, la constant d'estabilitat es presenta en una forma diferent, coneguda com a constant d'inestabilitat. Esta constant s'expressa com l'inversa de la constant de formació:^[27]

K_{d} = \frac{1}{K_{f}}

Esta constant representa la reacció inversa de la descomposició d'un ion complex en els seus components metàlics i ligandos individuals. En comparar els valors de K_d, quant major siga el valor, més inestable serà el ion complex.

Com a resultat de la formació d'estos ions complexos en solucions, també poden eixercitar un paper clau en la solubilitat d'atres composts. Quan es forma un ion complex, pot alterar les concentracions dels seus components en la solució. Per eixemple:

A g^{+} (a q) + 2 N H_{3} (a q) \overset{- ⇀}{↽ -} A g (N H_{3})^{+} (a q)

A g C l (s) \overset{- ⇀}{↽ -} A g^{+} (a q) + C l^{-} (a q)

Si abdós reaccions ocorregueren en el mateix recipient, la solubilitat del clorur d'argent aumentaria per la presència de XIX₄NH, ya que la formació del complex Diamino argent (I) consumix una part significativa dels ions d'argent lliures de la solució. Segons el principi de li Chatelier, açò provoca que la reacció d'equilibri per a la dissolució del clorur d'argent, que conté ions d'argent com a producte, es desplace cap a la dreta.

Esta nova solubilitat pot calcular-se a partir dels valors de K_f i K_ps de les reaccions originals. La solubilitat s'obté essencialment combinant els dos equilibris separats en una reacció d'equilibri combinada, i esta reacció combinada és la que determina la nova solubilitat. Per lo tant, K_c, la nova constant de solubilitat, es denota per:

K_{c} = K_{p s} K_{f}

Aplicació de composts de coordinació

Com els metals només existixen en solució com a complexos de coordinació, es deduïx llavors que esta classe de composts és útil en una àmplia varietat de formes.

Química bioinorgánica

En química bioinorgánica i química bioorganometálica, els complexos de coordinació complixen funcions estructurals o catalítiques. S'estima que el 30 % de les proteïnes contenen ions metàlics. Alguns eixemples són la vitamina B₁₂, de color intens, el grup hemo d'el hemoglobina, els citocromos, el grup clorina de la clorofila i la carboxipeptidasa, una enzima hidrolítica important per a la digestió. Una atra enzima complexa iònica és la catalasa, que descompon el peròxit de hidrogen, un residu celular. Els composts de coordinació sintètics també s'utilisen per a unir-se a proteïnes i, especialment, a àcit nucleicos (p. eix., el fàrmac anticancerígeno cisplatino).

Indústria

La catálisis homogénea és una aplicació important dels composts de coordinació per a la producció de substàncies orgàniques. Els processos inclouen l'hidrogenació, l'hidroformilaació i l'oxidació. Per eixemple, una combinació de tricloruro de titani i trietilaluminio dona lloc als catalisadors Ziegler-Natta, utilisats per a la polimerisació de etileno i propileno, obtenint polímer de gran importància comercial com a fibres, películes i plàstics.

El níquel, el cobalt i el coure es poden extraure per mig de processos hidrometalúrgicos que involucren ions complexos. S'extrauen dels seus menas com a complexos d'amina. Els metals també es poden separar per mig de la precipitació selectiva i la solubilitat de ions complexos. El cianur s'utilisa principalment per a l'extracció d'or i argent dels seus menas.

Els complexos de ftalocianina són una classe important de pigments.

Anàlisis

En el seu moment, s'utilisaven composts de coordinació per a identificar la presència de metals en una mostra. L'anàlisis inorgànic qualitatiu ha segut àmpliament reemplaçat per métodos instrumentals com l'espectroscòpia d'absorció atòmica (II), l'espectroscòpia d'emissió atòmica en plasma acoplat inductivament (A.) i l'espectrometria de masses en plasma acoplat inductivament (L.).

Vore també

Complex activat (química)
Nomenclatura química dels composts inorgànics
Geometria de coordinació
Isomeria de coordinació
Polímero de coordinació, en el que els complexos de coordinació són les unitats repetitives.
Composts d'inclusió
Química organometálica es tracta d'una classe especial de composts de coordinació a on els fragments orgànics estan units a un metal a lo manco a través d'un àtom de II

Referències

↑ Lawrance (2010). Introduction to Coordination Chemistry, Wiley. doi:10.1002/9780470687123. ISBN 9780470687123.
↑ «[1]».
↑ «What Is A Coordination Compound?». Purdue University Department of Chemistry.
↑ Cotton, Frank Albert; Geoffrey Wilkinson, {{{nom2}}}; Carlos A. Murillo, {{{nom3}}} (1999). Advanced Inorganic Chemistry, John Wiley & Sons, p. 1355. ISBN 978-0-471-19957-1.
↑ Miessler, Gary L.; Donald Arthur Tarr, {{{nom2}}} (1999). Inorganic Chemistry, Prentice Hall, p. 642. ISBN 978-0-13-841891-5.
↑ «Coordination compound - History of coordination compounds» (en en). Encyclopedia Britannica. Consultat el 2021-07-07.
↑ «Coordination Compound».
↑ «Zur Kenntnis dones asymmetrischen Kobaltatoms. I».Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft.44(2)
1887–1898.doi:10.1002/cber.19110440297.
↑ Wells ETH- (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications Plantilla:XIX
↑ (1975).«Transition metal pentacoordination».Inorganic Chemistry.14(2)
365–374.doi:10.1021/ic50144a032.
↑ (1977).«Seven-coordination. A molecular orbital exploration of structure, stereochemistry, and reaction dynamics».Inorganic Chemistry.16(3)
511–522.doi:10.1021/ic50169a002.
↑ (1978).«Eight-Coordination».Inorganic Chemistry.17(9)
2553–2568.doi:10.1021/ic50187a041.
↑ (1984).«Synthesis, structure, and spectroscopic properties of copper(II) compounds containing nitrogen–sulphur donor ligands; the crystal and molecular structure of aqua[1,7-bis(N-methylbenzimidazol-2′-yl)-2,6-dithiaheptane]copper(II) perchlorate».A.1___ Chem. Soc., Dalton Trans..(7)
1349–1356.doi:10.1039/dt9840001349.
↑ (2007).«Structural variation in copper(I) complexes with pyridylmethylamide ligands: structural analysis with a new four-coordinate geometry index, $τ 4$ ».Dalton Trans..(9)
955–64.doi:10.1039/b617136b.
↑ (2015).«Coordination polymers and molecular structures among complexes of mercury(A.1___) halides with selected 1-benzoylthioureas».Polyhedron.90
47–57.doi:10.1016/j.poly.2015.01.035.
↑ (2001).«"Senar-A.6___" Structures and Bonding in d⁰ Systems».Angew. Chem. Int. Ed. Engl..40(1)
3534–3565.doi:10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::A.7___>3.0.A.8___;2-#.
↑ von Zelewsky, A.9___ "Stereochemistry of Coordination Compounds" John Wiley: Chichester, 1995. Plantilla:L.0.
↑ Miessler, Gary L.9___; Donald Arthur Tarr, {{{nom2}}} (1999). «9», Inorganic Chemistry, Prentice Hall, pp. 315, 316. ISBN 978-0-13-841891-5.
↑ ^19,0 ^19,1 ^19,2 Huheey, James NH, Inorganic Chemistry (3rd ed., Harper & Row 1983), p.524–5 Plantilla:II
↑ ^20,0 ^20,1 Jolly, William ETH- (1984). Modern Inorganic Chemistry, McGraw-Hill, pp. 357–9. ISBN 0-07-032760-2.
↑ Huheey, James NH, Inorganic Chemistry (3rd ed., Harper & Row 1983), p.513–24 Plantilla:Cisplatin-3D-balls.png
↑ Harris; Bertolucci, {{{nom2}}} (1989). Symmetry and Spectroscopy, Dover Publications. ISBN 9780486661445.
↑ Cotton, Simon (2006). Lanthanide and Actinide Chemistry, John Wiley & Sons Ltd.
↑ II ETH- Wilkins Kinetics and Mechanism of Reactions of Transition Metal Complexes, 2nd Edition, XIX, Weinheim, 1991. Plantilla:NH
↑ ^25,0 ^25,1 «Nomenclature of Inorganic Chemistry II Recommendations 2005». II. Archivat des d'el original, el 2014-12-22. Consultat el 2016-03-06.
↑ «Complex Ion Equilibria». Archivat des d'el original, el 2015-03-08. Consultat el 2015-04-22.
↑ Stretton. «Solubility and Complex-ion Equilibria». Archivat des d'el original, el 2018-09-20. Consultat el 2015-04-22.

Llectura adicional

(2004).«Calculated Volume and Energy Profiles for Water Exchange on Rhodium(NH) and Iridium(II) Hexaaquoions: Conclusive Evidence for an Ia Mechanism».Inorganic Chemistry.43

858–863.doi:10.1021/ic035096n.

Zumdahl, Steven A. (2005). Chemical Principles, 5.ª edició (en anglés), Nova York: Houghton Mifflin, pp. 943–946, 957. OCLC 77760970.
(1989) Symmetry and Spectroscopy (en anglés), Nova York: Dover Publications.

Enllaços externs

Este artícul conté una traducció derivada de «Complejo de coordinación» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.

[1] Lawrance (2010). Introduction to Coordination Chemistry, Wiley. doi:10.1002/9780470687123. ISBN 9780470687123.

[2] «[1]».

[3] «What Is A Coordination Compound?». Purdue University Department of Chemistry.

[4] Cotton, Frank Albert; Geoffrey Wilkinson, {{{nom2}}}; Carlos A. Murillo, {{{nom3}}} (1999). Advanced Inorganic Chemistry, John Wiley & Sons, p. 1355. ISBN 978-0-471-19957-1.

[5] Miessler, Gary L.; Donald Arthur Tarr, {{{nom2}}} (1999). Inorganic Chemistry, Prentice Hall, p. 642. ISBN 978-0-13-841891-5.

[6] «Coordination compound - History of coordination compounds» (en en). Encyclopedia Britannica. Consultat el 2021-07-07.

[7] «Coordination Compound».

[8] «Zur Kenntnis dones asymmetrischen Kobaltatoms. I».Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft.44(2)
1887–1898.doi:10.1002/cber.19110440297.

[9] Wells ETH- (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications Plantilla:XIX

[10] (1975).«Transition metal pentacoordination».Inorganic Chemistry.14(2)
365–374.doi:10.1021/ic50144a032.

[11] (1977).«Seven-coordination. A molecular orbital exploration of structure, stereochemistry, and reaction dynamics».Inorganic Chemistry.16(3)
511–522.doi:10.1021/ic50169a002.

[12] (1978).«Eight-Coordination».Inorganic Chemistry.17(9)
2553–2568.doi:10.1021/ic50187a041.

[13] (1984).«Synthesis, structure, and spectroscopic properties of copper(II) compounds containing nitrogen–sulphur donor ligands; the crystal and molecular structure of aqua[1,7-bis(N-methylbenzimidazol-2′-yl)-2,6-dithiaheptane]copper(II) perchlorate».A.1___ Chem. Soc., Dalton Trans..(7)
1349–1356.doi:10.1039/dt9840001349.

[14] (2007).«Structural variation in copper(I) complexes with pyridylmethylamide ligands: structural analysis with a new four-coordinate geometry index, $τ 4$ ».Dalton Trans..(9)
955–64.doi:10.1039/b617136b.

[15] (2015).«Coordination polymers and molecular structures among complexes of mercury(A.1___) halides with selected 1-benzoylthioureas».Polyhedron.90
47–57.doi:10.1016/j.poly.2015.01.035.

[16] (2001).«"Senar-A.6___" Structures and Bonding in d⁰ Systems».Angew. Chem. Int. Ed. Engl..40(1)
3534–3565.doi:10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::A.7___>3.0.A.8___;2-#.

[17] von Zelewsky, A.9___ "Stereochemistry of Coordination Compounds" John Wiley: Chichester, 1995. Plantilla:L.0.

[18] Miessler, Gary L.9___; Donald Arthur Tarr, {{{nom2}}} (1999). «9», Inorganic Chemistry, Prentice Hall, pp. 315, 316. ISBN 978-0-13-841891-5.

[Huheey-19] 19,0 ^19,1 ^19,2 Huheey, James NH, Inorganic Chemistry (3rd ed., Harper & Row 1983), p.524–5 Plantilla:II

[Jolly-20] 20,0 ^20,1 Jolly, William ETH- (1984). Modern Inorganic Chemistry, McGraw-Hill, pp. 357–9. ISBN 0-07-032760-2.

[21] Huheey, James NH, Inorganic Chemistry (3rd ed., Harper & Row 1983), p.513–24 Plantilla:Cisplatin-3D-balls.png

[22] Harris; Bertolucci, {{{nom2}}} (1989). Symmetry and Spectroscopy, Dover Publications. ISBN 9780486661445.

[XIX-23] Cotton, Simon (2006). Lanthanide and Actinide Chemistry, John Wiley & Sons Ltd.

[24] II ETH- Wilkins Kinetics and Mechanism of Reactions of Transition Metal Complexes, 2nd Edition, XIX, Weinheim, 1991. Plantilla:NH

[iupac_org-25] 25,0 ^25,1 «Nomenclature of Inorganic Chemistry II Recommendations 2005». II. Archivat des d'el original, el 2014-12-22. Consultat el 2016-03-06.

[26] «Complex Ion Equilibria». Archivat des d'el original, el 2015-03-08. Consultat el 2015-04-22.

[27] Stretton. «Solubility and Complex-ion Equilibria». Archivat des d'el original, el 2018-09-20. Consultat el 2015-04-22.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]

[18]

[19]

[20]

[21]

[22]

[23]

[24]

[25]

[26]

[27]