Teoría de los compuestos de coordinación del enlace de Valence
Descripción general de la teoría del enlace de valencia
Uno de los primeros modelos de enlace químico es la teoría del enlace de valencia , que fue introducida por Linus Pauling. En esta teoría, la formación de un enlace covalente entre dos átomos se produce mediante la acumulación de una densidad electrónica entre los núcleos de los dos átomos. El orbital atómico de valencia de un átomo comparte espacio o se superpone con el orbital atómico de valencia de otro átomo. La superposición de orbitales permite que dos electrones de espines opuestos compartan el espacio entre los dos átomos, lo que lleva a la formación de un enlace covalente. En este modelo, los pares de electrones enlazantes están ubicados en la región entre los átomos, y los electrones no enlazantes (el par solitario) están ubicados en regiones dirigidas en el espacio que imparten una geometría particular a la molécula.
En esta lección, nos centraremos en los compuestos de coordinación , que son complejos de metales de transición donde el metal de transición es el átomo central rodeado por otros átomos. A menudo asumimos que los orbitales atómicos del átomo central en un compuesto se mezclan para formar orbitales híbridos. El proceso de mezcla se llama hibridación . Los metales de transición tienen orbitales s, pyd, que experimentan hibridación. Las geometrías moleculares de los complejos de metales de transición se pueden estabilizar mediante diferentes tipos de hibridación orbital del ión metálico central como se muestra aquí:
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Adhesión y propiedades de los compuestos de coordinación
Un compuesto de coordinación contiene un metal o ión central, que generalmente es un metal de transición rodeado por moléculas neutras o aniones llamados ligandos . El metal de transición es un ácido de Lewis y un elemento de bloque d en la tabla periódica que contiene electrones de valencia d, y los ligandos suelen ser bases de Lewis que contienen al menos un par de electrones para donar al átomo metálico central. Los ligandos pueden ser neutros como el agua (H 2 O), amoníaco (NH 3 ), y diamina de etileno (en); o aniónicos como cloruro (Cl – ) y cianuro (CN – ). Además, otra forma de clasificar los ligandos depende de su fuerza: pueden ser fuertes o débiles. La serie espectroquímica que se muestra aquí determina la fuerza de un ligando:
O 2 2- <I – <Br – <S 2- <SCN – (S-enlazado) <Cl – <N 3 – <F – <NCO – <OH – <C 2 O 4 2- <NCS – <CH 3 CN <py (piridina) <NH 3 <en (etilendiamina) <bipy (2,2′-bipiridina) <fen (1,10-fenantrolina) <NO 2 – <PPh 3 <CN –
Discusión de la unión en complejos de Ni
Mirando la serie, podemos entender que el óxido es el más débil y el CO, CN – es el ligando más fuerte. Por lo general, los ligandos de campo fuerte forman complejos orbitales internos, diamagnéticos, y los ligandos de campo débil forman complejos paramagnéticos orbitales externos. Discutamos esto en detalle con ejemplos. Observe los siguientes dos compuestos de coordinación, también llamados complejos de metales de transición, de níquel, NiCl 4 2- y Ni (CN) 4 2- . Como el cloruro y el cianuro son ligandos aniónicos, el Ni en estos dos complejos está en estado de oxidación +2 con configuración electrónica Ar 3d 8 , que se ve así:
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Ahora, con 4 ligandos entrantes, son posibles 2 geometrías, tetraédricas o cuadradas planas, como vimos en la tabla anterior. El cloruro, que es un ligando de campo débil según la serie espectroquímica, formará un complejo orbital externo con hibridación sp3 que conduce a un complejo tetraédrico de NiCl 4 2- . Cuatro ligandos de cloruro aportan 8 electrones, y el ión de metal de transición existente Ni2 + tiene 8 electrones (6 con espín emparejado y 2 sin emparejar) que conducen a un complejo paramagnético. El momento dipolar de un complejo paramagnético se puede calcular mediante la fórmula:
Momento dipolo o momento magnético µ = raíz cuadrada {n (n + 2)} BM donde n = número de electrones desapareados y BM = Bohr Magneton.
Por lo tanto, µ de NiCl 4 2- = raíz cuadrada {2 (2 + 2)} BM = 2.828 BM
El cianuro, por otro lado, al ser un ligando de campo fuerte de acuerdo con la serie espectroquímica, forzará a los electrones no apareados existentes de Ni 2+ a emparejarse, lo que permite la hibridación dsp 2 del complejo Ni (CN) 4 2- resultante . Entonces, Ni (CN) 4 2- es un complejo orbital interno debido al emparejamiento de espines de los electrones del metal de transición. Cuatro ligandos de cianuro aportan 8 electrones, lo que da como resultado un complejo diamagnético. Por tanto, el valor µ de Ni (CN) 4 2- es cero debido a la ausencia de electrones no apareados.
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Unión en complejos de cobalto
Hablemos de algunos ejemplos más. Observe los dos compuestos de coordinación CoF 6 3- y Co (CN) 6 3- . En ambos compuestos, el fluoruro y el cianuro son ligandos aniónicos, el cobalto se encuentra en un estado de oxidación +3. Según la serie espectroquímica, el fluoruro es un ligando de campo débil y el cianuro es un ligando de campo fuerte. Co 3+ tiene una configuración de electrones Ar 3d 6 , que se ve así:
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Con el fluoruro como ligando de campo débil, resultará un complejo orbital externo con la hibridación sp 3 d 2 del ión metálico. No habrá apareamiento de espín de los electrones de iones metálicos existentes porque el fluoruro no es lo suficientemente fuerte como para hacer eso como ligando. Entonces, Co 3+ tiene 4 electrones desapareados, y 6 ligandos fluoruro aportan 12 electrones emparejados, por lo que el complejo resultante tiene un _paramagnetismo de 4 electrones (µ = 4,8 BM) que da como resultado un complejo octaédrico. Curiosamente, con el ligando de cianuro de campo fuerte, se genera otro complejo octaédrico, pero la situación es un poco diferente. Aquí, el ligando de cianuro de campo fuerte empuja los electrones de iones metálicos hacia adentro y los obliga a experimentar un apareamiento de espines de la siguiente manera: en Co (CN) 6 3-, la hibridación ad 2 sp 3 del ión metálico resulta sin electrones desapareados; por lo tanto, Co (CN) 6 3- es un complejo orbital interno, diamagnético y octaédrico (µ = 0 BM)
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Por lo tanto, se puede generalizar que los ligandos de campo débil forman complejos orbitales externos paramagnéticos y los ligandos de campo fuertes forman complejos orbitales internos diamagnéticos.
Resumen de la lección
La teoría del enlace de valencia en los compuestos de coordinación implica la superposición de los orbitales atómicos de valencia del átomo / ion metálico central y los ligandos. Esta superposición conduce a la hibridación y, por tanto, a geometrías moleculares definidas de los compuestos de coordinación. Los ligandos débiles forman complejos orbitales externos paramagnéticos y los ligandos fuertes forman complejos orbitales internos diamagnéticos.
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