Formas de Iones Complejos

Iones metálicos complejos

Esto significa que los ligandos donan un par de electrones no enlazantes. Los ligandos pueden ser muy simples, como la molécula de agua, o mucho más complejos, como la etilendiamina (en) o el ion etanodioato (ox).

Fig. 1 - Ligandos simples y complejos

Los complejos están formados por un metal de transición o su ion unido coordinadamente a ligandos. Veamos más detenidamente qué entendemos por enlace coordinado.

Enlace en los complejos de metales de transición

Los iones de los metales de transición tienen un subnivel 3d parcialmente lleno. Los ligandos forman enlaces coordinados cuando un orbital que contiene un par solitario de electrones se solapa con un orbital vacante en el ion metálico. En otras palabras, el metal actúa como un ácido de Lewis aceptando un par de electrones, y el ligando actúa como una base de Lewis donando un par de electrones.

Por ejemplo, el aluminio tiene la configuración electrónica ^{1s2 2s2 2p6 3s2 3p1}.

Fig. 2 - Configuración electrónica del aluminio

Cuando forma un ion ^Al3+, su estructura electrónica es ahora ^{1s2 2s2 2p6}, dejando vacíos todos los orbitales del 3er nivel. El ^Al3+ puede ahora aceptar pares de electrones solitarios de una molécula/ion para estabilizarlo. En el ejemplo siguiente, ^el Al3+ acepta seis pares solitarios de seis moléculas de agua.

Fig. 3 - Hexaquaaluminio

Escribimos la fórmula de este complejo como [ Al (_H2O)6 ]³⁺. Cada uno de los seis ligandos de agua proporciona al ion aluminio un par solitario de electrones. Por tanto, decimos que el complejo [Al (_H2O) 6 ]³⁺ tiene un número de coordinación de 6.

El número de coordinación nos indica el número de enlaces de coordinación de un ion complejo. Los números de coordinación también determinan la forma de los iones complejos. ¡Sigue leyendo para saber más!

Formas comunes de complejos de iones metálicos

En general, existen cuatro formas complejas de iones de metales de transición:

• Lineal
• Plana cuadrada
• Tetraédrica
• Octaédrica

Las dos más comunes son la tetraédrica y la octaédrica.

Iones complejos tetraédricos

Los complejos tetraédricos tienen cuatro enlaces de coordenadas con ángulos de enlace de 109,5º. Los ligandos grandes, como el ^Cl-, forman complejos tetraédricos.

Dos ejemplos de complejos tetraédricos son el cloruro de cobre [_CuCl4^]2-, y el cloruro de cobalto [_CoCl4^]2-, que se muestran a continuación.

Fig. 7 - Iones complejos tetraédricos

Observa cómo cuatro iones ^Cl- forman un enlace con el ion metálico central. Tanto el Cu (II) como el Co (II) tienen una carga 2+. Cada ion Cl tiene una carga 1-, lo que da una carga total de 2- en ambos iones complejos.

(4 X ^Cl- = 4- ; 4- + 2+ = 2- carga total)

Iones complejos octaédricos

Los complejos octaédricos se forman cuando se forman seis enlaces de coordenadas alrededor del metal central. Tienen un ángulo de enlace de 90º.

Los ligandos pequeños como el_H2Oo el _NH3 forman complejos octaédricos. Un ligando pequeño como el agua o el amoníaco deja espacio para que quepan más ligandos alrededor del ion complejo. En cambio, los ligandos grandes, como el cloro, sólo dejan espacio para cuatro ligandos.

Hay muchas formas de formar estos enlaces de seis coordenadas. ¡Quizá ya se te hayan ocurrido algunas! Veamos las posibilidades.

• Seis pequeños ligandos monodentados: cada ligando forma un enlace de coordenadas con el metal central. _H2Oy _NH3 son ejemplos de ligandos que forman un enlace de coordinación.

Fig. 8 - Iones complejos octaédricos

• Tres ligandos bidentados - cada ligando forma dos enlaces de coordinación con el metal central. El ion oxalato (etanodioato) (ox) o la etilendiamina (en) son ejemplos de ion y molécula, respectivamente, que pueden donar dos pares solitarios de electrones y formar dos enlaces de coordenadas.
• Un ligando multidentado: un ion/molécula puede formar tres o más enlaces de coordinación con el ion metálico. El ^EDTA4- es el ejemplo más común de ligando multidentado.

Además de las dos formas que hemos visto, también pueden formarse complejos lineales y cuadrados. Veámoslos ahora.

Iones complejos lineales

Los iones complejos lineales se forman cuando hay dos enlaces coordinados. Tienen un ángulo de enlace de 180°.

Un ejemplo habitual de ion complejo lineal es la plata(I) diamínica [Ag(NH₃)₂]⁺, que se utiliza en el reactivo de Tollens.

Fig. 9 - Ión complejo lineal

Complejos cuadrados planares

¡Los complejos planares cuadrados también tienen cuatro enlaces de coordenadas! A diferencia de los complejos tetraédricos, tienen un ángulo de enlace de 90º.

Uno de los primeros fármacos utilizados en el tratamiento del cáncer, el cis-platino, forma un complejo planar cuadrado. Tiene el ion platino, ^Pt2+, como ion central, y dos moléculas de amoníaco y dos iones cloruro como ligandos.

Fig. 10 - Cis-platino

Habrás adivinado por el nombre que el cis-platino es un isómero geométrico. Los complejos cuadrangulares y tetraédricos son especiales porque pueden mostrar estereoisomería. A continuación exploraremos lo que esto significa.

Isomería en los complejos de metales de transición

Ocasionalmente, observamos estereoisomería en complejos octaédricos y cuadrangulares. Los estereoisómeros son moléculas con el mismo orden de átomos, pero distinta disposición espacial. Hay dos tipos de estereoisomería: la isomería geométrica E-Z yla isomería óptica. Examinemos cómo se manifiestan en los complejos metálicos.

Isomería en complejos de metales de transición: Isomería geométrica

Los complejos planares cuadrados pueden mostrar isomería geométrica cis-trans (también llamada isomería E/Z). Estos complejos tienen sus ligandos de alta prioridad adyacentes o cruzados. Por ejemplo, el cis-platino y el trans-platino son isómeros geométricos.

Fig. 11 - Cis y trans-platino

Observa que el cis-platino tiene los ligandos cloro y amonio uno al lado del otro. En cambio, el trans-platino tiene los ligandos cloro y amonio opuestos.

El isómero con los ligandos de alta prioridad adyacentes entre sí es el isómero cis, en este caso, el cis-platino. El isómero con los ligandos de alta prioridad opuestos entre sí es el isómero trans.

También podemos observar isomerismo geométrico en los iones complejos octaédricos con ligandos monodentados. Dos de los ligandos deben ser diferentes de los otros cuatro. Por ejemplo, los iones cis y trans-tetraamminediclorocobalto(III) que se muestran a continuación son isómeros geométricos octaédricos.

Fig. 12 - Iones cis y trans-tetraamminediclorocobalto(III)

Observarás cómo los dos iones cloro son adyacentes en el isómero cis, mientras que son opuestos en el isómero trans.

Isomería en los complejos de metales de transición: Isomería óptica

Los isómeros ópticos son imágenes especulares no superponibles entre sí. No presentan ningún plano de simetría. Podemos ver este tipo de estereoisomería en complejos octaédricos con ligandos bidentados. Recuerda que bidentados significa que donan dos pares solitarios de electrones.

La etilendiamina (o "en" para abreviar) es un ion complejo octaédrico que muestra isomería óptica. Puede que no seas capaz de distinguirlo mirando las fórmulas estructurales que aparecen a continuación, ¡así que hacer algunos modelos físicos puede ser útil!

Fig. 13 - Ión cis y trans-tetraamminediclorocobalto(III)

Con un poco de imaginación, puedes ver que ambas moléculas son imágenes especulares la una de la otra. Pero no puedes superponerlas, las gires como las gires.

Antes de terminar, veamos cómo puedes dibujar la estructura de un ion complejo.

¿Cómo podemos deducir la polaridad global de los complejos que muestran isomería?

Puedes observar que los ligandos están entre dos corchetes, y también que a veces fuera de los corchetes hay carga. Es importante recordar que sólo algunos complejos pueden tener una carga global y que ésta puede calcularse utilizando dos cosas:

1. La carga de los ligandos dentro del complejo.
2. La carga del ion metálico de transición central del complejo