Geometría e isomería de complejos

Geometría de los complejos de coordinación

Un complejo de coordinación resulta de una reacción ácido-base de Lewis en la que moléculas o aniones neutros (llamados ligandos ) se unen a un átomo (o ión) metálico central mediante enlaces covalentes coordinados . Los ligandos son bases de Lewis: contienen al menos un par de electrones para donar al átomo metálico. El número total de puntos de unión de los ligandos al átomo / ion metálico central se llama número de coordinación y puede variar de dos a 16. Pero el número de coordinación más común en los compuestos de coordinación son 4 y 6 .

Se observan dos estructuras comunes para los complejos metálicos de cuatro coordenadas: tetraédrica con un ángulo de enlace de 109,5 ° y plano cuadrado con un ángulo de enlace de 90 °. La estructura tetraédrica se observa para complejos de cuatro coordenadas de metales sin transición, como [BeF 4 ] 2- , y iones d 10 , como [ZnCl 4 ] 2- . También se encuentra para complejos de cuatro coordenadas de los metales de transición de la primera fila, especialmente aquellos con ligandos de haluro (por ejemplo, [FeCl 4 ] 2- y [CoCl 4 ] 2- ).

Complejo de cobalto tetraédrico de cuatro coordenadas

En contraste, las estructuras planares cuadrados se observan rutinariamente para cuatro coordenadas complejos de metales de transición-segunda y tercera fila con d 8 electrones configuraciones, tales como Rh + y Pd 2+ , y también se encuentran en algunos complejos de Ni 2+ y Cu 2+ . El número de coordinación 6 es, con mucho, el más común. Los seis ligandos están en los vértices de un octaedro con un ángulo de enlace de 90 °. La única otra estructura de seis coordenadas es el prisma trigonal , que es muy poco común en complejos de coordinación simples.

seis complejos de cobalto coordinados

Recuerde que un octaedro tiene 6 ligandos y los ligandos están alineados a lo largo de los ejes de coordenadas y un tetraedro tiene 4 ligandos y los ligandos están alineados entre los ejes de coordenadas. Recuerde también que en un campo de ligando, los orbitales d del metal degenerado se dividen de la siguiente manera.

Aquí puede ver la inversión de los niveles de energía y la división del campo Cristalino inferior en complejos tetraédricos.

Isomería en complejos de coordinación

La variedad de números de coordinación en los complejos de coordinación proporciona una gran cantidad de isómeros . Dos compuestos que tienen la misma fórmula química pero una disposición diferente de átomos en el espacio se denominan isómeros. Limitaremos nuestra discusión sobre isómeros a aquellos con los mismos ligandos dispuestos en diferentes geometrías. También limitaremos nuestra discusión a los números de coordinación más comunes, pero la isomerización en otras geometrías también es posible.

Los isómeros en la química de coordinación incluyen muchos tipos. Los isómeros de hidrato o solvato , los isómeros de ionización y los isómeros de coordinación tienen la misma fórmula general pero tienen diferentes ligandos unidos al átomo o ion metálico central. Los términos enlace o isomería ambidentada se utilizan para los casos de enlaces a través de diferentes átomos del mismo ligando. Los estereoisómeros tienen los mismos ligandos pero difieren en la disposición geométrica de los ligandos. La isomería en los complejos de coordinación se puede clasificar en dos tipos generales.

1. Isomería estructural o constitucional donde dos o más complejos de coordinación tienen la misma fórmula empírica pero difieren en las conectividades de enlace.

2. Estereoisomería o isomería configuracional donde los complejos de coordinación tienen la misma fórmula empírica y la misma secuencia de enlace de átomos pero diferente disposición geométrica de átomos en el espacio.

El isomería estructural se puede subdividir en seis categorías.

a) Isomería de ionización : los complejos de coordinación que tienen la misma fórmula empírica y tienen iones diferentes dentro y fuera de la zona / esfera de coordinación se denominan isómeros de ionización. Los iones fuera de la esfera de coordinación actúan como contraiones para las especies complejas dentro de la zona de coordinación. En solución, estos isómeros pueden ionizarse fácilmente de la siguiente manera:

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] NO 2 → [Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] + + NO 2 –

[Co (NH 3 ) 4 Cl (NO 2 )] Cl → [Co (NH 3 ) 4 Cl (NO 2 )] + + Cl –

b) Isomería de hidratos (isomería de solvatos) : este es un tipo especial de isomería de ionización en el que las moléculas de agua que se comportan como moléculas de disolvente funcionan parcialmente como ligandos y pueden ser impulsadas fuera de la esfera de coordinación de la siguiente manera.

[Cr (H 2 O) 6 Cl 3 ], [CrCl (H 2 O) 5 ] Cl 2 . H 2 O y [CrCl 2 (H 2 O) 4 ] Cl 2 . 2H 2 O son ejemplos de isómeros hidratos o solvatos. Producen diferentes números de iones cloruro en solución como sigue.

[Cr (H 2 O) 6 Cl 3 ] → [Cr (H 2 O) 6 ] 3+ + 3Cl –

[CrCl (H 2 O) 5 ] Cl 2 . H 2 O → [CrCl (H 2 O) 5 ] 2+ + 2Cl –

[CrCl 2 (H 2 O) 4 ] Cl 2 . 2H 2 O → [CrCl 2 (H 2 O) 4 ] + + Cl –

c) Isomería de coordinación : un complejo de coordinación tiene dos partes: una parte catiónica compleja y una aniónica compleja. Cuando se intercambian ligandos entre las partes complejas catiónicas y aniónicas, se producen isómeros de coordinación como sigue.

[Cu (NH 3 ) 4 ] [PtCl 4 ] y [Pt (NH 3 ) 4 ] [CuCl 4 ] son ​​isómeros de coordinación.

d) Isomería de enlace : algunos ligandos se coordinan con el metal a través de más de dos átomos; estos ligandos se denominan ligandos ambidentados . El tiocianato (SCN – ), el nitro (NO 2 – ) son ligandos ambidentados típicos. Pueden coordinarse de la siguiente manera:

M- S CN (a través de S) o M- N CS (a través de N)

M- N O 2 ) (a través de N) o M- O NO) (a través de O)

Isomería de enlace

e) Isomerización de polimerización : Se aplica a compuestos de coordinación que tienen la misma fórmula empírica pero pesos moleculares que son múltiplos de un peso de fórmula simple, por ejemplo

[Co (NH 3 ) 4 (NO 2 ) 2 ] [Co (NH 3 ) 2 (NO 2 ) 4 ], [Co (NH 3 ) 5 (NO 2 )] [Co (NH 3 ) 2 (NO 2 ) 4 ] y [Co (NH 3 ) 6 ] [Co (NO 2 ) 6 ] son ​​isómeros de polimerización porque todos tienen la misma fórmula empírica [Co (NH 3 ) 3 (NO 2 ) 3 ]

f) Isomería de ligandos : está causada por la coordinación a través de ligandos isoméricos como NMe 3 y CH 3 CH 2 CH 2 NH 2 . A continuación se muestran ejemplos de isomería de ligandos.

[CoCl 2 (pn) 2 ] Cl y [CoCl 2 (tn) 2 ] Cl, donde pn = propilendiamina y tn = trimetielenodiamina

Ahora veamos el estereoisimerismo , que se puede subdividir en dos categorías.

a) Isomería geométrica : los isómeros geométricos difieren en la disposición espacial de los átomos dentro del mismo marco estructural; la disposición en un isómero particular se denomina «configuración». Los isómeros geométricos más comunes son los isómeros cis y trans. Los términos ‘cis’ y ‘trans’ significan ‘en el mismo lado’ y ‘a través’ en latín.

Complejo cis y transplatino

b) Isomerización óptica : un complejo es ópticamente activo o muestra isomería óptica si su estructura no puede superponerse a su imagen especular. La isomería óptica puede aparecer en complejos planos cuadrados que tienen un ligando asimétrico. Los complejos octaédricos ofrecen una gran clase de complejos ópticamente activos.

Isomería óptica

Resumen de la lección

Esta lección discutió la geometría y la isomería de cuatro y seis complejos de coordenadas. Los complejos de cuatro coordenadas suelen ser tetraédricos o planos cuadrados y los complejos de seis coordenadas suelen ser octaédricos . Son posibles dos tipos distintos de isomería en los compuestos de coordinación: isomería estructural y estereoisomería. La isomería estructural puede clasificarse como ionización , hidrato , coordinación , enlace , polimerización e isomería de ligandos , que se explican en la lección con ejemplos. Estreoisomeríapuede ser geométrico y óptico .

Rodrigo Ricardo Editor y fundador