Complejo metálico

En química un complejo metálico es una estructura molecular en la que un átomo o ion metálico, generalmente un catión, está rodeado por cierto número de aniones o moléculas dotadas de pares solitarios.

Los complejos se llaman también compuestos de coordinación o complejos metálicos y usualmente incluyen al menos un metal de transición. Los iones o moléculas que rodean al metal se llaman ligandos. Un ligando enlazado a un ion central se dice que está coordinado al ion. Los complejos tienen multiples aplicaciones en áreas como la bioquímica en las enzimas o en la farmacología tratando intoxicaciones por EDTA. Por ultimo cabe mencionar que para estudiar las propiedades ópticas de los complejos los químicos utilizan la teoría del campo cristalino.

Debido a sus características los átomos de los elementos metálicos tienden a perder electrones en las reacciones químicas en las que participan.

Sin embargo estos iones metálicos con carga positiva, o cationes rara vez existen en estado libre en la naturaleza, poseen una relacion carga/radio tan elevada que rápidamente interactúan con otros iónes, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte temodinámicamente mas estable, ya sea interactuando con iones de carga negativa, lo que se traduce en una reduccion de la carga total del compuesto; o con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio molecular y una consiguiente disminución de la relación carga/radio.

En estas asociaciones, las moléculas que otorgan estabilidad al ión comúnmente actúan como una base de Lewis, es decir, poseen uno o más pares de electrones no compartidos que pueden "ceder" al catión aumentando su estabilidad.

Este grupo de compuestos, en los cuales un catión central es estabilizado por uno o más iones o moléculas que actúan como bases de Lewis, reciben el nombre de iones complejos, o solamente complejos y al grupo de compuestos que los contienen se les denomina compuestos de coordinación.

Dentro de los compuestos de coordinación, a las moléculas o iones que rodean al catión central se les denomina "agentes ligantes" o simplemente "ligandos".

Los cationes metálicos casi siempre se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de complejo que los estabiliza; con mucha frecuencia el agente acomplejante suele ser el solvente donde se encuentra disuelto.

Estos compuestos recibieron el nombre particular de complejos, un poco como venganza de parte de los primeros investigadores que se dedicaron a curiosear con ellos, porque rápidamente llegaron a la conclusión de que la estequiometría de las reacciones estudiadas era "realmente muy compleja".

Conocimientos adicionales recomendados

Cómo comprobar rápidamente el rendimiento de las pipetas

¿Cómo garantizar resultados de pesaje exactos cada día?

Guía de técnicas básicas de medición en el laboratorio

Un poco de historia

Naturaleza de la unión catión-ligando

Normalmente los ligandos son aniones, moléculas polares o fácilmente polarizables que poseen pares de electrones de valencia no compartidos, tales como H₂O, NH₃, X^-, RCN^-, etc. La unión entre catión y ligando es en principio de naturaleza electrostática, el par de electrones del ligando es intensamente atraído por la alta carga del catión, forzando a la molécula o anión que lo posee a acercarse.

Sin embargo una vez que estos ligandos se encuentran lo suficientemente cerca del catión central, comienza a aparecer un cierto grado de enlace covalente en el cual participan los electrones del par no compartido y los orbitales vacíos d o f del catión central. En este enlace el ligando aporta un par de electrones de valencia no compartidos (base de Lewis), y el catión central los acepta (ácido de Lewis) para formar uno de los enlaces covalentes del complejo (aducto de Lewis).

Este tipo especial de unión covalente en el cual uno de los átomos aporta los dos electrones del enlace, recibe el nombre de enlace covalente coordinado

El grado de enlace covalente es fácilmente explicado por la capacidad del catión de deformar la nube de electrones del ligante, tanto más cuanto mayor es la relación carga/radio del mismo.

Esto explica por qué los cationes con mayor carga y menor tamaño son los que forman complejos con mayor facilidad.

Esta última regla tiene, sin embargo, algunas desviaciones: por ejemplo el cromo Cr³⁺ que tiene un radio iónico de 0.62 Å forma complejos con mayor facilidad que el aluminio Al³⁺, que posee un radio iónico de 0.45 Å. En estos casos cabe considerar el impedimento que poseen determinados aniones o moléculas de gran tamaño para acercarse lo suficiente a cationes tan pequeños, acercamiento que es impedido en gran medida por la interferencia de otras moléculas similares (impedimento estérico).

Carga y número de coordinación

La carga total del ion complejo se determina por la sumatoria de las cargas del catión central, más la de los ligantes que participan; por ejemplo en el ion ferrocianuro [Fe(CN)₆], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones cianuro posee carga -1, luego:

6 * ( − 1) + 3 =  − 3, 

que es la carga total del ión.

Los ligandos se unen al ion central en una región bastante próxima al mismo llamada esfera de coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando interactúen con los orbitales vacíos del catión.

Cada uno de los átomos del ligando que accede a la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo donador.

El "numero de coordinación" de un complejo es directamente el número de átomos donadores que participan en el mismo. Este valor depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan en el complejo. Por ejemplo el hierro Fe³⁺ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el complejo [Fe(F)₆]^3- (número de coordinación=6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones cloruro [Fe(Cl)₄]^- (número de coordinación=4) debido al tamaño mayor de éste último.

Ligandos

Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer, como ya habíamos dicho, átomos que posean al menos un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica, de los más importantes son el oxígeno y el nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre, cloro, flúor, etc.

Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan ligandos monodentados", mientras que las que poseen mas de un átomo donador reciben el nombre de ligandos polidentados o agentes quelantes

Ligandos monodentados

Los ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al ión metálico (monodentado del griego un único diente). Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un único átomo donador de electrones tales como el NH₃, el H₂O, o los aniones X^- (halogenuro), RO^- (alcóxido), o alquilo (R^-) entre otros.

Cuando se forma un complejo a partir de un ligando monodentado se alteran notoriamente las propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el acomplejamiento provoca un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez conlleva una disminución en la fuerza de atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo general provoca un aumento en la solubilidad del ion, o, mejor expresado, una disminución de su tendencia a precipitar.

Agentes polidentados o agentes quelantes

El nombre Quelato (en inglés "Chelate") se deriva de la palabra griega "Chela", que significa Pinza, porque el anillo que se forma entre el quelante y el metal es similar en apariencia a los brazos de un cangrejo con el metal en sus pinzas.

Geometría de los complejos

Reactividad del metal

Teorías de estructura de complejos

Teoría del enlace de valencia EV

Teoria del campo cristalino TCC

Teoría de campo ligante TCL

Teoría de translape angular TTA

Coloración de los complejos

Una sustancia posee color cuando absorbe determinadas longitudes de onda electromagnéticas comprendidas dentro del rango visible.

La absorción de determinadas longitudes de onda es debida a la transición entre dos estados energéticos de los electrones que forman los orbitales de un átomo, o los enlaces de una molécula.

Cada tipo de electrón puede absorber sólo determinadas cantidades de energía, esto debido a la naturaleza del orbital atómico o molecular que ocupa.

Como la diferencia de energía entre dos niveles electrónicos es igual a la energía del fotón absorbido, es posible relacionar esta energía con la longitud de onda del fotón segun:

ΔE_electrón=E_fotón= hν = hc/λ

Donde:ΔE= Diferencia de energía, h=constante de Planck, ν= Frecuencia de la onda, c=velocidad de la luz y λ=Longitud de onda

Luego cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes de onda de luz. Si la transición absorbe longitudes de onda dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y precisamente del color complementario al color absorbido. Por ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un color compuesto por los colores azul y verde que no son absorbidos, uno que absorba el color verde mostrará color violeta (rojo y azul), uno que absorba azul mostrará color amarillo (verde y rojo), etc.

Los colores notablemente intensos y vistosos de los compuestos de coordinación están determinados por la diferencia de energía (D) entre los conjuntos de orbitales e_g y t_2g en sus iones complejos. Cuando el ion absorbe luz en el intervalo visible, los electrones son excitados (saltan) del nivel de energía más bajo t_2g al más alto e_g.

Por ejemplo si consideramos al ion [Ti(H2O)₆]³⁺, el cual da lugar a disoluciones púrpuras en agua. El ion hidratado Ti3+ es un ion d1, con el electrón d en uno de los tres orbitales t_2g de menor energía. La diferencia de energía (D) entre los orbitales e_g y t_2g en este ion corresponde a la energía de los fotones que abarca el intervalo verde y amarillo. Cuando la luz blanca incide sobre la disolución, estos colores de la luz se absorben, y el electrón salta a uno de los orbitales e_g. Se transmite luz roja, azul y violeta, así que la disolución se ve púrpura.

Los espectros de absorción muestran las longitudes de onda absorbidas por un ion metálico con diferentes ligandos, y por iones metálicos diferentes con el mismo ligando.

A partir de datos como estos, es posible inferir la estructura de los orbitales d que intervienen en el complejo ya que relacionamos la energía de la luz absorbida con los valores de D (diferencia de energía entre orbitales de alto y bajo espín) y surgen dos observaciones importantes:

Para un ligando dado, el color depende del estado de oxidación del ion metálico. Una disolución del ion [V(H2O)6]2+ es violeta, y una disolución del ion [V(H2O)6]3+ es amarilla. Para un ion metálico dado, el color depende del ligando. Esta observación permite clasificar a los ligandos en la serie espectroquímica arriba comentada.

Propiedades magnéticas de los complejos

En general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones desapareados que posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones desapareados, el complejo será paramagnético y se verá atraído por los campos magnéticos en grado proporcional al número de electrones desapareados. Si no hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se verá ligeramente repelido por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la energía del sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es más favorable la situación en la cual los electrones están desapareados, ocupando los orbitales d superiores e inferiores (configuración de alto espín) , mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán apareados en los niveles d inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es débilmente (5 e- desapareados frente a 1).

Isomería de complejos

Nomenclatura de los compuestos de coordinación

Complejos en los seres vivos

Véase también

• Equilibrio de complejos
• Química de coordinación

Bibliografía