quimica

1. UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR
FACULTAD DE QUIMICA Y FARMACIA
DEPARTAMENTO DE QUIMICA FISICA Y MATEMATICA
QUIMICA DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICION Y SUS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN.
PROFESOR RESPONSABLE:
Licdo. Walter Edwin Recinos Rivera
Año: 2012

2. 1
n farmacia (Farmacología), a nivel de medicamentos, se debe tener conocimiento de aquellos alimentos que no deben de ingerirse al mantener tratamientos con medicamentos que contienen determinado principio activo, que pueden llegar a interaccionar, porque se pueden formar sustancias que el organismo no puede utilizarlas y el paciente no presentará mejoría.
En medicina se utiliza la quelatoterapia (se fundamenta en la formación de quelatos) para tratar diferentes enfermedades
La Química Analítica se auxilia de los compuestos de coordinación para explicar la formación de complejos e identificación de cationes, por sus colores característicos. Estos son unos pocos ejemplos de la importancia de los elementos de transición.
Por lo anterior estudiaremos en esta unidad algunas propiedades físicas y químicas de los elementos de transición más comunes. También, su nomenclatura como la formación de complejos y quelatos utilizando las teorías de Enlace valencia, del Campo Ligando y del Orbital Molecular
E INTRODUCCIÓN

3. 2
1. QUIMICA DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN.
1. Elementos del medio de la tabla periódica. Son una transición entre los formadores de bases de la izquierda y los formadores de ácidos de la derecha.
2. Elementos que tienen los orbitales “d” parcialmente ocupados
3. Elementos cuyos iones tienen orbitales “d” parcialmente ocupados.
El Cinc, cadmio y mercurio (Grupo IIB o grupo 13) y sus cationes tienen conjuntos de orbitales d completamente ocupados. No son metales de transición d, pero a menudo se estudian con ellos porque sus propiedades son similares.
1.1 Ubicación en la tabla periódica utilizando la configuración electrónica.
Primera serie: Del Sc al Cu (o al Zn) = Período 4
Segunda serie: Del Y al Ag (o al Cd) = Período 5
Tercera serie: Del La Hf al Au (Hg) = Período 6
Cuarta serie: del Ac hasta el elemento 112.
Configuraciones electrónicas:
Período 4: 18 e-
Período 5: 36 e-
Período 6: 54 e-
21Sc
[Ar] 3d14s2
39Y
[Kr] 4d15s2
57La
[Xe] 5d16s2
22Ti
[Ar] 3d24s2
40Zr
[Kr] 4d25s2
72Hf
[Xe] 4f145d26s2
23V
[Ar] 3d34s2
41Nb
[Kr] 4d45s1
73Ta
[Xe] 4f14 5d36s2
24Cr
[Ar] 3d54s1
42Mo
[Kr] 4d55s1
74W
[Xe] 4f14 5d46s2
25Mn
[Ar] 3d54s2
43Tc
[Kr] 4d55s2
75Re
[Xe] 4f14 5d56s2
26Fe
[Ar] 3d64s2
44Ru
[Kr] 4d75s1
76Os
[Xe] 4f14 5d66s2
27Co
[Ar] 3d74s2
45Rh
[Kr] 4d85s1
77Ir
[Xe] 4f14 5d76s2
28Ni
[Ar] 3d84s2
46Pd
[Kr] 4d10 5s0
78Pt
[Xe] 4f14 5d96s1
29Cu
[Ar] 3d104s1
47Ag
[Kr] 4d105s1
79Au
[Xe] 4f14 5d106s1
30Zn
[Ar] 3d104s2
48Cd
[Kr] 4d105s2
80Hg
[Xe] 4f14 5d106s2
Observamos que sus configuraciones electrónicas no siguen estrictamente las reglas dadas. (excepciones al llenado de AUFBAU). La evidencia química y espectroscópica indica que las configuraciones de Cr y Cu tienen un sólo electrón en el orbital 4s. Los cálculos a partir de las ecuaciones mecano cuánticas también indican que los conjuntos de orbitales equivalentes semiocupados y completamente ocupadas tienen una estabilidad especial (No hay mucha diferencia de energía entre los orbitales 5s y 4d, son tan próximos en energía). Recordemos la Regla de Hund (Primero se semillenan los orbitales de un subnivel dado antes de aparearse), el Principio de Aufbau y la Escala de energía para ambos átomos polielectrónicos.
Primera serie: electrones de valencia en 3d 4s
Segunda serie: electrones de valencia en 4d 5s
Tercera serie: electrones de valencia en 5d 6s.
1.2 Estados de oxidación.
21Sc = [Ar] 3d14s2 30Zn = [Ar] 3d104s2
Los electrones “s” más externos siempre son los primeros en perderse con la ionización. En la primera serie de transición sólo el Sc y el Zn exhiben un solo estado de oxidación,
Sc3+ = [Ar] 3d0 4s0 Zn2+ = [Ar] 3d10 4s0

4. 3
Los elementos de transición exhiben más de un estado de oxidación. El estado de oxidación máximo está dado por el número de grupo del metal, el cual no siempre es el estado de oxidación más estable.
Todos los demás metales de transición 3d exhiben al menos dos estados de oxidación en sus compuestos.
Ti = [Ar]3d24s2________ Ti2+ = [Ar] 3d2 4s0 ,
Ti3+ = [Ar] 3d1 4s0
Ti4+ = [Ar] 3d0 4s0
Primera Serie: números de oxidación de los elementos de transición.
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
1
1
1
1
1
1
(1) r
2
2
(2)
(2)
(2) r
(2)
(2)
(2)
(2)
(3)
3
(3) r
(3)
3
(3)
(3) o
3
3
(4)
(4)
4
4 o
4
4
4
(5) o
5
5
5
(6) o
6
6
(7) o
Los estados de oxidación entre ( ) son los más estables. En esta serie el estado de oxidación +2 es el más importante y los más comunes son +2, +3 y +4. Agente oxidante = o Agente reductor = r
La multiplicidad de los estados de oxidación se debe a que los electrones de los orbitales 3d y 4s se hallan aproximadamente en el mismo nivel de energía y muchos de estos electrones pueden involucrarse en enlaces.
Segunda Serie
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
1
1
1
1
1
1
(1)
2
2
2
2
2
2
(2)
2
(2)
(3)
3
3
3
3
(3)
(3)
3
3
(4)
4
4
(4)
4
4
4
4
(5)
5
(5)
5
5
(6)
6
6
6
6
(7)
7
7
8
8
Los estados de oxidación más altos son mucho más estables.
Tercera Serie
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
1
1
1
1
1
1
1
(1)
2
2
2
2
2
(2)
2
(2)
(3)
3
3
3
(3)
3
(3)
3
(3)
(4)
4
(4)
(4)
(4)
(4)
(4)
(5)
(5)
(5)
5
5
5
(6)
(6)
6
6
6
(7)
7
8
Segunda y Tercera Serie: El estado de Oxidación +2 casi no tiene importancia para estas series.

5. 4
1.3 Propiedades físicas y químicas
1.3.1 Propiedades físicas
 Todos son metales
 Poseen brillo
 Son duros, excepto el mercurio
 Friables
 Dúctiles y Maleables
 Elevada conductividad térmica y eléctrica
 Altas densidades
 Altos puntos de fusión
 Altos puntos de ebullición
 La mayoría son paramagnéticos
 Altos calores de vaporización
 Potencial estándar de reducción
 Radios atómicos relativamente pequeños.
 Altas energías de ionización
PROPIEDADES FISICAS DE los elementos de la primera serie
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu
Electronegatividad 1.3 1.5 1.6 1.6 1.0 1.8 1.3 1.9 1.9
Energía de Ionización
(KJ/mol)
Primera 631 658 650 652 717 759 760 736 745
Segunda 1235 1309 1413 1591 1509 1561 1645 1751 1958
Tercera 2389 2650 2828 2986 3250 2956 3231 3393 3578
RADIO
M 162 147 134 130 135 126 125 124 128
M2+ - 90 88 85 80 77 75 69 72
M3+ 81 77 74 64 66 60 64 -- --
Potenciales estándar
Reducción (V)*
-2.08 -1.63 -1.2 -0.74 -1.18 -0.44 -0.28 -0.25 0.34
Nota: Potencial estándar de reducción (+) significa que tiende a reducirse (gana electrones) Potencial
estándar de reducción (-) significa que tiende a oxidarse (pierde electrones)
Cu+2 + 2 e-  Cu° E° = + 0.342 Tiende a reducirse
Fe+2 + 2 e-  Fe° E° = - 0.44 Tiende a oxidarse.
La semi Rx es para ac s M  e M   2 2
Nota: excepto para Sc y Cr donde los iones son Sc3+ y Cr3+ respectivamente
“Dentro de una serie de transición particular existe muy poca variación del radio atómico por lo que estos
elementos se usan en la producción de aceros (aleación V, Ni)”
1.3.2 Propiedades químicas
 Reaccionan con el oxígeno para formar
óxidos.
 Reacciones de óxido – reducción
 Los iones sencillos pueden hidrolizarse
extensamente
 Forman complejos
 Multiplicidad de números de oxidación
 Reacciones de precipitación
 Formación de haluros

6. 5
1.4 Reacciones químicas. Reacciones de oxido reducción
1.4.1 Combinación (forman un solo producto):
s  g  s  Fe O Fe O2 2 3 2
3
2  
1.4.2 Descomposición (de un compuesto se forman dos o más productos):
2HgOs2Hgl  O2g 
1.4.3 Desplazamiento. (un ión o un átomo de un compuesto se reemplaza por un ión o un átomo de otro
elemento).
1.4.3.1 Desplazamiento de Hidrógeno. Solamente los metales alcalinos y alcalinotérreos, desplazan el
hidrógeno del agua fría, por ser sumamente reactivos. Algunos metales de transición desplazan al hidrógeno
del vapor de agua.
SERIE DE ACTIVIDAD O SERIE ELECTROQUÍMICA
Li
Desplazan el Hidrógeno de los ácidos
Desplazan el Hidrógeno del
vapor de agua.
Desplazan
el Hidrógeno
del H2O fría
K
Ba
Ca
Na____
Mg
Al
Zn
Cr
Fe____
Cd
Co
Ni
Sn
Pb____
H
Cu
Hg
Ag
Pt
Au
Ejemplo 1: 2Fes 3H2OgFe2O3s 3H2g
Muchos metales no reaccionan con el agua pero son capaces de desplazar el hidrógeno de los ácidos.
Ejemplo 2: Zns  2HClacZnCl2ac  H2g
Ecuación Iónica: Zns Hac Znac H g 2  2   

7. 6
Ejemplo 3: Fes  2HClFeCl2ac  H2g
Ecuación Iónica: s  ac ac g  Fe H Fe H( ) 2  2   
El Cu, Ag, Au, NO DESPLAZAN al hidrógeno cuando se ponen en contacto con ácido clorhídrico.
1.4.3.2. Desplazamiento de metal (Aquí se usa la serie de actividad o serie electroquímica de los metales)
Ejemplo 4: CuSO4ac  FesFeSO4ac Cus
Los potenciales estándar de reducción del Cu y del Fe son +0.34 V y -0.44 V respectivamente. Al efectuar
las semireacciones tenemos:
   
  Fe  Fe  e
s ac 2 2
E° = +0.44
   
o
s
Cu e Cu
ac
    2 2
E° = 0.34
      Cus
ac
Fe s Fe
ac
Cu2   2 
E° = + 0.778
El resultado es (+), por lo que la reacción se lleva a cabo (es espontánea)
Ejercicios 1.
a) La reacción anterior, ¿se llevaría acabo en el proceso inverso? Razone su respuesta.
b) ¿Es capaz el Zn de desplazar al Cu, en la siguiente reacción?
Zns CuSO4acZnSO4ac Cus
Haga uso de los potenciales estándar de reducción y/o de la serie electroquímica para dar su respuesta.

8. 7
1.4.3.3 Desplazamiento de Halógeno1
1.4.4. Desproporcionación o dismutación. (En esta reacción el mismo elemento se oxida y se reduce).
a) Cu OH s Hac Cus Cuac H2Ol 
2 2 ( )  2    2  
b) 2         
      2
4
2 4 Hg ac Cl ac Hg s HgCl ac
1.4.5. Reacciones de hidrólisis. Las disoluciones de ciertas sales comunes fuertes son acídicas. Estas sales
contienen un catión pequeño, altamente cargado y un anión de un ácido fuerte. Las sales ácidas se deben a
que estos cationes se hidrolizan para producir exceso de iones hidronio.
FeCl3 + H2O [Fe(OH)6]3+ [Fe(OH)6]3+ + H2O [Fe(OH)(OH2)5]2+ + H3O+
Fe3+ + 2H2O Fe(OH)2+ + H3O+
Ka = [Fe(OH)2+] [H3O+]
[Fe3+]
Si comparamos cationes del mismo elemento en estados de oxidación diferentes, el catión más pequeño, con
carga más elevada es el ácido más fuerte.
Catión Radio Iónico (A°) Catión Hidratado Ka
Fe2+ 0.76 [Fe(OH2)6] 2+ 3 x 10 -10
Fe3+ 0.64 [Fe(OH2)6] 3+ 4 x 10 -3
Co2+ 0.74 [Co(OH2)6] 2+ 5 x 10 -10
Co3+ 0.63 [Co(OH2)6] 3+ 1.7 x 10 -2
1.4.6 Reacciones de precipitación
1.4.6.1 Formación de sulfuros
    MSs
ac
S
ac
M2  2  ó
       
    
ac
MS s H
ac
H S
ac
M 2 2
2
1.4.6.2. Formación de Haluros
a) Rx entre metal y ácido hidrácido
M  nHxn H MXn
2
/ 2
b) Rx entre óxido o hidróxido y ácido hidrácido
M2On + 2nHX H2O + 2MXn
Mn(OH)n + nHX nH2O + MXn
c) Reacción entre nitrato e hidrácido.
M(NO3)n + nHX nHNO3 + MXn
X= F- y M = Cu2+ Cl-, Br- y M = Pt+2 X= I- y M= Hg2+, Pd2+ y Au3+
1 solamente se lleva a cabo con metales de los elementos representativos

9. 8
2. COMPUESTO DE COORDINACIÓN.
2.1 Generalidad.
La química de coordinación es la parte de la química que se encarga del estudio de la formación, propiedades
y reactividad de los complejos de coordinación formado entre un átomo o ión central y sus ligandos.
Dentro de la química de coordinación distinguimos la química de los elementos representativos (que también
pueden ser coordinados), la química de los metales de transición y la química de las tierras raras ( lantánidos
y actínidos ).
Los átomos centrales son con frecuencia metálicos (generalmente cationes de metales de transición). Los
ligandos pueden ser tanto moléculas orgánicas como inorgánicas, y generalmente son especies neutras o
aniones.
La química de coordinación es importante por sus aplicaciones industriales (por ejemplo, en catálisis), y
también es muy relevante para algunas enzimas (las metaloproteínas), en las que con frecuencia, el centro
activo es un metal coordinado por aminoácidos.
2.2 Definición.
I. Es un compuesto formado por un átomo central (ácido de Lewis), metal rodeado, por iones
de carga opuesta o grupos neutros o moléculas neutras llamados ligandos (bases de Lewis).
En los ligandos existen uno o más pares de electrones con los cuales forma enlaces
coordinados con el átomo central.
II. Un ión o una molécula de coordinación contiene un átomo central, - con mucha frecuencia
de transición- unido a otros átomos o iones (ligante o ligandos), donde el número (número
de coordinación) sobrepasa el correspondiente al de la valencia clásica del átomo central en
los compuestos usuales.
Ejemplos 5:
            3
Co NH3 6 Cl3, PtCl4 NH3 2 , Fe CN 6
Un compuesto de coordinación en la mayoría de los casos está formado por una esfera de coordinación y otra
de ionización.
En el CoNH36Cl3 , la esfera de coordinación es todo lo que se encuentra dentro del corchete y la de
ionización es lo que queda fuera de él.
La esfera de coordinación puede ser aniónica, catiónica o neutra.
El CoNH36Cl3 posee una esfera de coordinación catiónica,     3
Co NH3 6
El     K4 Fe CN 6 , su esfera de coordinación es aniónica,     4
Fe CN 6
El     PtCl4 NH3 2 tiene esfera de coordinación neutra al igual que el     Ni CO 4 .
Así observamos que lo que va entre corchetes es el agregado de metal más ligandos. La esfera de
Coordinación incluye las moléculas o iones enlazados directamente al ión metálico o átomo central.
El átomo central es el ácido de Lewis y los ligandos, la base de Lewis.

10. 9
2.3 Tipos de ligandos.
Los ligandos pueden proveer uno o más pares de electrones, por lo que se clasifican en: monodentados o
unidentados, si aportan un par de electrones; bidentados, 2 pares de electrones; tridentados, 3 pares de
electrones y así sucesivamente. Generalmente de dos pares de electrones en adelante se les llama
polidentados.
Los ligandos también se pueden clasificar de acuerdo a que presenten carga o no. Si presentan carga son
aniónicos, de lo contrario son neutros.
Ejemplo de ligandos monodentados neutros:
H2O Acuo NO Nitrosilo Py=C5H5N Piridina
NH3 Amino CO Carbonilo PPh3 Trifenilfosfina
PH3 Fosfina R2S PMe3 P(CH3)3 Trimetilfosfina
Ejemplos de ligandos monodentados aniónicos.
Cl Cloro F
Fluor o Fluo  Br
Bromo

NH2
Amido  SCN
Tiocianato 
NO3 Nitrato
OH
Hidroxo  CN
Ciano 2 O
Oxo

2
2 O
superoxo  HS
Tiolo N3- Nitruro

N3
Azido  NH
Imido
CH3O- Metoxo

NO2
Nitro o Nitrito  OCN
Cianato NH2CH2CO2
- Glicinato

C6H5 = Ph
Fenil 2 S
Tio RS- Tiolato
S2O3 2- Tiosulfato HS- Mercapto
Ligandos Bidentados
2
3
CO Carbonato
2
2 4 C O Oxalato
2
4
SO Sulfato Bpy o bipy ( 2,2-Bipiridina)
2 2 2 2
NH CH CH NH Etilendiamina (en)
Ligando Tridentado:
2 2 )
2
)2 (
2
(
2
NH  CH  NH  CH  NH Dietilentriamina (dien)
Ligando Sexadentado: (C10 H12O8N2)4- Etilendiaminotetraacetato

11. 10
Tipo de Valencia en Compuestos de Coordinación: Werner sugirió que existen dos tipos de valencia
a) Valencia primaria
b) Valencia secundaria.
Ejemplos 6: [Co(NH3)6]Cl3
Valencia primaria = +3 Valencia secundaria = 6.
Esfera de coordinación =    3
Co NH3 6 Esfera de ionización = Cl3.
Átomo central = cobalto Ligandos = NH3.; neutro y monodentado.
Ejercicio 2: [CoCl(NH3)5]Cl2
Valencia primaria = Valencia secundaria =
Esfera de coordinación= Esfera de ionización =
Átomo central = Ligandos =
Ejercicio 3: [Pt(en)2]F2
Valencia primaria = Valencia secundaria =
Esfera de coordinación= Esfera de ionización =
Átomo central = Ligandos =
2.4 Nomenclatura de los compuestos de coordinación. (Reglas adoptadas por la IUPAC)
Sistema Stock
1. Primero se nombra el anión y luego el catión.
2. Al nombrarlos se escribe primero el nombre del ligando(s) y luego el átomo central.
3. Si el compuesto contiene ligandos aniónicos y neutros se nombran por orden alfabético, aunque al
escribir la fórmula se escriba primero el ligando aniónico.
4. Si hay ligandos repetidos se usan los prefijos di, tri, tetra, etc. Si los ligandos son orgánicos se usan
los prefijos bis, tris, tetraquis, etc.
5. Los complejos con esfera de coordinación catiónicos o neutros terminan con el nombre del metal
seguido por el estado de oxidación del mismo en números romanos entre paréntesis. Cuando el
complejo es aniónico, se modifica el nombre del metal con la terminación ato. Por ejemplo, cuando
el metal es el hierro, se sustituye hierrato por su raíz latina “ferrato” , plumbato el lugar de plomato,
etc.
6. Los isómeros geométricos se escriben con el prefijo cis o trans seguidos por un guión y luego el
nombre del compuesto.
7. Cuando el complejo contiene ligantes bidentados que
forman puente, se usa la letra griega μ (mu). Ejemplo:
Tetra μ- acetatodiacuo dicobre II. (El prefijo  (mu)
indica la formación del puente por los cuatro ligandos
acetato de los dos cobres. La estructura enrejada de
este compuesto acerca, a corta distancia el uno del
otro, de los dos cationes de cobre.

12. 11
APLICACIÓN DE LAS REGLAS:
Ejemplo 7:
CoBr2en2Cl Cloruro de dibromobis (etilendiamina) Cobalto (III)
CuNH32enBr2 Bromuro de diamin (etilendiamina) Cobre (II)
    Na2 Sn OH 6 Hexahidroxi estannato (IV) sódico
    PtCl2 NH3 2 Diamin dicloroplatino (II)
CoNH36Cl3 Cloruro de Hexamin Cobalto (III)
    K3 Fe CN 6 Hexacianoferrato (III) de potasio.
Ejercicios 4:
   2
Ni NH3 6
   2
Co NH3 5Cl
  2 Fe NCS
 2
PbBr4
    Ni CO 4
    5 Fe CO
    3 6 3 3 Cr NH NO
Hexacianoferrato (II) de potasio
Hexaisotiocianatoniquelato(II) de magnesio
2.5 Quelatos y su importancia en el área de la salud.
QUELATO
Es un complejo en el cual se han formado uno o más anillos internos, debido a que el ligando posee
dos o más pares de electrones para enlazarse al átomo central y el proceso se llama quelación y el
ligando se llama agente quelante.
Ejemplo 8: Quelatos con ligandos bidentados:
a) Oxalato
b) Malonato
   
CoCl2 en 2 Ión dicloro bis (etilendiamino) cobalto (III)

13. 12
Escriba el nombre de las estructuras anteriores:
Los quelatos y los agentes quelantes también son utilizados como fármacos. Por ejemplo; sirven para destruir bacterias al privarlas de los metales esenciales. Los agentes quelantes se utilizan también para eliminar metales como Hg2+ , Pb2+ y Cd2+ dañinos para la salud. Un método para tratar el envenenamiento por plomo consiste en administrar Na2 [CaEDTA] (EDTA Calciato Sódico).
El EDTA actúa como agente quelante del plomo permitiendo eliminarlo por la orina.
2.6 Complejo, propiedades magnéticas, y su importancia en el área de la salud.
Momentos paramagnéticos (en unidades arbitrarias de algunos iones metálicos de transición).
ION
Acomodamiento en los orbitales 3d
Número de e− 3d desapareados
Paramagnetismo en unidades arbitrarias
Sc3+
0
0
0
Ti3+
1
1
1
V3+
1,1
2
2
Cr3+
1,1,1
3
3
Mn3+
1,1,1,1
4
4
Mn2+ Fe3+
1,1,1,1,1
5
5
Fe2+
2,1,1,1,1
4
4
Co2+
2,2,1,1,1
3
3
Ni2+
2,2,2,1,1
2
2
Cu2+
2,2,2,2,1
1
1
Zn2+
2,2,2,2,2
0
0
El paramagnetismo proviene del giro de los electrones sobre sus ejes y, así como un flujo de corriente eléctrica que pasa por un conductor, genera un momento magnético, otro tanto ocasiona un electrón que gira. Los electrones que ocupan un mismo orbital (con espines opuestos), tienen un momento magnético cero, porque los giros son en sentido contrario.
Los momentos magnéticos de los elementos de transición concuerdan muy cercanamente con los calculados mediante la regla de Hund, admitiendo que ésta es cierta, es una evidencia de la validez de la regla.
2.7 Diferencia entre quelato y complejo.
a) Aminoacuoazidocloroplatino(II) b) Hexacianoferrato (III) de potasio
c)Tris(oxalato)cromato(III)de potasio d) Ión bis (acetato)diaminoplatino(III)
Isómero trans
Isómero cis

14. 13
2.8 Isomería
Los isómeros son sustancias que tienen el mismo número y tipo de átomos ordenados en forma
diferente. El término isómero procede de la palabra griega que significa “del mismo peso”.
Los isómeros pueden clasificarse en dos tipos:
.
A) Isómeros Estructurales
1. Isómeros de Ionización
Resultan del intercambio de los iones dentro y fuera de la esfera de coordinación. Ejemplo:
    CoBr NH3 5 SO4 rojo violeta y el CoSO4NH35Br rojo, es un cambio ión - ión. Otros
ejemplos son:
[CrSO4(NH3)5]Cl y [CrCl(NH3)5]SO4
PtCl2NH34Br2 y PtBr2NH34Cl2
     4 3 4 2 Pt SO NH (OH) y PtOH2NH34SO4
     Co NO2 NH3 5 SO4 Y CoSO4NH35NO2
2. Isómeros de Hidratación
En algunos complejos cristalinos el agua puede estar dentro o fuera de la esfera de coordinación.
Ejemplos:
CrOH26Cl3 Violeta
CrClOH25Cl2.H2O azul - verde
CrCl2OH24Cl.2H2O verde
3. Isómeros de Coordinación
Puede ocurrir en complejos que tienen cationes y aniones complejos. Estos isómeros implican el
cambio de ligandos entre catión y anión, es decir, entre las esferas de coordinación. Ejemplo:
PtCl2NH34PtCl4 Tetracloroplatinato (II) de Tetraamin dicloro platino (IV)
PtNH34PtCl6 Hexacloro platinato (IV) de Tetramin platino (II)
Isomería en los complejos
A) Isomería
estructural
B) Esteroisomeria
1. Isomería de ionización
2. Isomería de hidratación
3. Isomería de coordinación
4. Isomería de enlace
1. Isomería geométrica
2. Isomería óptica

15. 14
4. Isómeros de Enlace
Ciertos ligandos: -CN− Ciano e isociano - NC− , Nitro, - NO2
− y Nitrito - ONO−:
a)      3 5 2 2 Co NH NO Cl amarillo (estable en ácidos)
N i t r o
b)      3 5 2 Co NH ONO Cl rojo (se descompone en ácidos)
N i t r i t o
B) Estereoisomeros
Los estereoisómeros tienen el mismo tipo y número de ligandos y el mismo tipo de unión, pero
difieren en la forma en que los ligandos ocupan el espacio alrededor del átomo central (metal).
1. Isomería Geométrica
La isomería geométrica deriva de las distintas disposiciones de los ligandos en torno al ión central.
Se presenta en compuestos con número de coordinación 4 y forma geométrica plano-cuadrada, y en
compuestos de número de coordinación 6, en geometría octaédrica. La isomería cis - trans es un tipo
de isomería geométrica o de posición.
Isómero cis: Cis significa “adyacente a”. Los dos iones Cl- están situados en el mismo lado del
cuadrado y se encuentran más cercanos entre sí.
Isómero trans: trans, significa “del lado opuesto de”.Los dos iones Cl- están situados en vértices
opuestos o en oposición uno respecto del otro en el cuadrado.

16. 15
Número de coordinación 4
Para complejos de NC=4 de fórmula general MX2L2.
Geometría tetraédrica: sólo existe un complejo (No presenta isomería geométrica)
Geometría cuadradra-planar: tenemos dos isómeros. Uno cis y el otro trans.
Ejemplo: Isomería cis y trans en complejos [PtCl2(NH3)2] Diaminodicloroplatino (II).
El isómero cis se emplea en quimioterapia. El isómero trans no, porque no presenta la misma actividad.
Los isómeros geométricos poseen propiedades físicas y químicas distintas. Puesto que todos los vértices de un tetraedro están adyacentes unos a otros, la isomería cis-trans no se observa en los complejos tetraédricos.
Número de coordinación 6
Presentan isomería geométrica.
A. Complejos octaédricos del tipo MA4B2: B2[Co (NH3)4Cl2]Cl
cis-[CoCl2(NH3)4]+ trans-[CoCl2(NH3)4]+
B. Complejo octaédrico del tipo MA2B2C2: [Pt (NH3)2(NO2)2Cl2]
Cis - diamino dicloroplatino (II)
(amarillo claro)
trans – diaminodicloroplatino
(amarillo oscuro)

17. 16
Represente los isómeros geométricos del ion cis-diacuo-cis-diamin-cis-dibromocromo (III)
C. Complejo octaédrico del tipo MA3B3
Cuando los complejos octaédricos están constituidos por dos grupos de tres ligandos, MA3B3, se obtiene otro tipo de isomería geométrica. Existen dos formas de disponer los ligandos en un complejo MA3B3. En uno de los isómeros los tres ligandos A se encuentran la misma cara del octaedro. Llamaremos a esta disposición isómero fac (facial) En la otra disposición, los tres ligandos A se encuentran alrededor de un perímetro o meridiano del octaedro. Este es el isómero denominado mer (meridional).
fac-[CoCl3(NH3)3] mer-[CoCl3(NH3)3]
Isómeros geométricos de [Cr(gli)3]

18. 17
2. ISOMEROS OPTICOS
Un complejo quiral es aquel cuya geométrica no es superponible con la de su imagen especular
Los isómeros ópticos son imágenes especulares que no se pueden superponer mutuamente. Esta clase de isómeros se llaman enantiómeros. Si observamos nuestra mano izquierda en un espejo, la imagen es idéntica a nuestra mano derecha. Además las dos manos no se pueden superponer una en la otra. Así como no hay manera de torcer o dar vuelta a nuestra mano derecha para hacerla idéntica a la mano izquierda. Del mismo modo no hay forma de hacer girar uno de estos enantiómeros para hacerlo idéntico al otro.
Los enantiómeros son ópticamente activos, es decir, un enantiómero gira el plano de la luz polarizada en una dirección y el otro rota dicho plano el mismo ángulo pero en dirección contraria.
Los complejos de geometría tetraédrica presentan isómeros ópticos si los cuatro ligandos unidos al átomo metálico central son diferentes
La isomería óptica se observa también en aquellos complejos de geometría octaédrica que poseen ligandos bidentados o quelatantes.
Un buen ejemplo es el catión [CoCl2(en)2]+. Este complejo posee dos isómeros geométricos, el cis y el trans, que exhiben colores diferentes: uno de ellos es violeta y el otro es verde. Como puede observarse en la figura, el isómero cis no puede superponerse sobre su imagen especular: son dos enantiómeros. Por el contrario, el isómero trans presenta un plano de simetría que hace que las imágenes especulares sean idénticas, por lo que no presenta actividad óptica.
Isómeros geométricos e isómeros ópticos del [CoCl2(en)2]+
Levo Dextro
Ion Levo – tris (etilendiamina) Cobalto (III) Ion Dextro –tris (etilendiamina Cobalto (III)

19. 18
(a) y (b) Isómeros ópticos de cis-CoCl2(en)2 . (c) trans-CoCl2(en)2
(Enantiómeros)
De forma general, un compuesto de coordinación presentará quiralidad cuando no posea ningún plano de simetría o centro de inversión
Los complejos del tipo [M(quelato]3] también existen como enantiómeros. Es el caso de los complejos [Cr(en)3]3+, [Co(en)3]2+ , [Co(en)3]3+ , etc.
Isómeros ópticos:
a) [Cr (en)3]3+
b) [Co(en)3]3+
Ejercicio 5
Isómero geométricos y ópticos del [Pd (Edta)]2-

20. 21
Los isómeros ópticos interaccionan con la luz polarizada de diferentes formas. Disoluciones equimolares, separadas de cada uno, giran un plano de luz polarizada en igual magnitud pero en sentidos opuestos. Una disolución es dextrorrotatoria (lo gira a la derecha) y la otra levorrotatoria (lo gira a la izquierda). Por esta razón los isómeros ópticos se llaman isómeros dextro y levo. Al fenómeno de girar el plano de la luz polarizada se le llama ACTIVIDAD OPTICA, la cual puede medirse con un polarímetro. Una disolución que contiene cantidades iguales de los dos isómeros es una mezcla racémica. Esta disolución no gira el plano de la luz polarizada. A la separación de los isómeros ópticos ya sea por procesos físicos o químicos se le llama RESOLUCION OPTICA.
Los enantiomeros tienen idénticas propiedades físicas, excepto por sus efectos sobre el plano de la luz polarizada
La isomería óptica (quiralidad) puede también presentarse en complejos geométricos, con fórmula, MA2B2C2, cuando los ligantes de cada par son Cis entre sí. El isómero trans no presenta isomería óptica porque posee un plano especular, por lo tanto es aquiral y óptimamente inactivo.
Isómeros ópticos del ión cis - diacuo –cis-diamin - cis - dibromocromo (III)

21. 22
2.9. Teorías del enlace.
2.9.1. Teoría de Enlace Valencia (TEV)
Recordemos la forma de los orbitales “d”: los
lóbulos de los órbitales dx2 - y2 y dz2 se dirigen a
lo largo de los ejes x, y y z. y los lóbulos de los
orbitales dxy, dxz y dyz están entre los ejes. Los
orbitales “d” de la capa más externa, son
sumamente importantes por la definición de
metales de transición. Una suposición de la TEV
aplicada a los compuestos de coordinación es que
los enlaces entre ligandos y metal son enteramente
covalentes. La TEV postula que los átomos
donadores deben donar electrones a un conjunto de
orbitales metálicos híbridos.
NUMERO DE COORDIANCION 2
Hibridación: Sp
Forma Geométrica: Lineal
Este número de coordinación se presenta sólo en pocos metales. Se encuentra en algunos complejos
de los iones Cu+, Ag+, Au+ y Hg2+. [AuCl2]- , [HgCN2]
Ejemplos 8: [Ag(NH3)2 ] + Ión diamino plata (I)
47Ag [Kr] 4d105s1
Ag+ [Kr] 4d105s0
Ag+ = ___ __
4d10 5s0 5p0 2 orbitales híbridos sp
Por una excitación se combinan: el orbital s con un orbital p, para dar dos orbitales híbridos sp, que
tienen igual energía.
Cada NH3 dona un par de electrones a uno de los orbitales sp, formando dos enlaces covalentes
coordinados.
   
3 3
3 2 10 4 NH
xx
NH
xx
d
Ag NH Kr
     
Orbitales “d”
___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___

22. 23
Ninguno de los electrones 4 “d” participan en el enlace.
[H3N : Ag : NH3]+ [H3N Ag NH3]+
Lineal
El ligando comparte un par de electrones con el ión plata
Ag+
(ac) + 2:NH3(ac) [H3N : Ag : NH3]+
(ac)
NUMERO DE COORDINACION 3
Hibridación: sp2
Forma Geométrica: Trigonal planar
Es un número de coordinación raro entre los complejos metálicos. Ejemplo:
[Cu(CN)3]2- [Cu2(SNC)(NH2)2] Cl3 [Pt(PPh3)3]
[Ag ((CH3)3P)3]+ = Ión tris (trimetilfosfina) plata (I)
La estequiometria no implica necesariamente el número de coordinación 3. Así en los cristales de
K2CuCl3 y Cs2AgCl3 existen cadenas infinitas que contienen átomos de Cl puente y que dan lugar a
una coordinación tetraédica, mientras que en los cristales de KCu(CN)2 la cadena ……CN – Cu(CN)
– CN ……. Constituye un ejemplo de número de coordinación 3
Ejemplo 9: [Cu(CN)3]2-
SOLUCION: Se analiza el metal de transición (Cu):
  4 1 3 10 29Cu Ar d s   Cu Ar 3d104s0
Cu+ = ___ ___ ___
3d10 4s0 4p0 3 orbitales híbridos sp
___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___

23. 24
NÚMERO DE COORDINACIÓN 4
Es un número de coordinación muy importante. Los complejos de los elementos que no son de
transición con coordinación cuatro, son tetraédricos como 2
4
BeCl , 
BF4 , 2
4
ZnCl y 
AlF4 .
Sin embargo, los metales de transición forman complejos tetraédricos (sp3) y cuadrado planares
(dsp2).
COMPLEJOS TETRAEDRICOS. Aquí el ión metálico coordinado a los ligandos no tiene
configuración d8. Los complejos que presentan esta configuración son: [Co(O2)4]- , [Ni(CO)4] ,
[HgCl4]2- , [FeCl4]- , [CoCl4]2- , [MnO]- , [VO4]3- y [FeO4]2-
Ejemplo 10: [HgCl4]2- ; es tetraédrica y diamagnético
SOLUCION: Se analiza el metal de transición (Hg):
  10 2 14
80Hg Xe 6s 4 f 5d
  2 10Hg Xe 5d 6s
Cuando se forma el ion, pierde sus dos electrones quedando:
Hg2 5d106s0
Hg2+ = ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
5d10 6s0 6p
4 orbitales híbridos sp3
Los metales del grupo IIB, Zn, Cd y Hg en estado de oxidación +2 son los metales del grupo B que
suelen formar complejos tetraédricos.
Todos tienen configuraciones d10 de manera que los orbitales internos d no pueden participar en la
hibridación como Cu+1 también es un ión d10, el [Cu(CN)4 )]3- es tetraédrico y diamagnético.
COMPLEJOS CUADRADO PLANAR. La mayoría de los complejos de los metales de transición
con número de coordinación cuatro son cuadrado planares y tienen hibridación dsp2 (orbital interno)
y algunos sp2d (orbital externo). Ambos usan orbitales dx2 - y2.
Los iones metálicos Cu2+, Au3+, Co2+, Ni2+, Pt2- y Pd2+. Suelen formar complejos cuadrado planar.
Ejemplo 4: el [Ni(CN)4 ]2- Ión tetraciano niquelato (II)
Ni2+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d8 4s0 4p0
Ni2+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ___ ___ ___ ___
3d8 4s0 4p0 4 orbitales híbridos dsp2
[Ni(CN)4 ]2- ____ ____ ____ ____
dsp2
Diamagnético

24. 25
Los complejos cuadrado planares son característicos de átomos o iones metálicos tetracoordinados,
con configuración d8. Entre las complejos que presentan estas características se tienen
                




    2
4 2 6
2 ,
, 2 2
, 4 2
, 4
2 2 Rh CO Cl Ni CN PdCl Pt en AgF Au Cl
Algunas veces se encuentra coordinación tetraédrica para d8 cuando el átomo metálico es pequeño o
cuando los ligandos son demasiados voluminosos y no permiten la estructura cuadrada planar. Entre
los que podemos mencionar: CoBr(PPH3)3 y [NiBr4]2-.
Ejemplo 11: [NiBr4]2- es paramagnético.
SOLUCION: Analizando el metal de transición (Ni)
  3 8 4 2 28Ni  Ar s d
2   0 8 8 Ni  Ar 4s 3d  3d  Es paramagnético, tiene electrones desapareados
Ni2+ + ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3 d8 4s 4P
Ni2+ + ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ___ ___ ___ ___
3 d8 4s 4P 4 orbitales sp3
[NiBr4]2- _____ ____ _____ _____
Br Br Br Br
Aunque no son tan comunes, los complejos de algunos otros iones de metales de Transición también
son tetraédricos. Por ejemplo el [NiCl4]2- que es paramagnético (2) electrones desapareados) y
tetraédrico.
La teoría de enlace valencia sugiere que los complejos del Ni (II) que son paramagnético son
tetraédricos y los diamagnéticos son cuadrado planar (ambos son d8).
NÚMERO DE COORDINACION 5
Las estructuras limitantes para coordinación 5 son la bipirámide trigonal (sp3d) y la pirámide de base
cuadrada (dsp3). En la práctica, muchas estructuras están entre dos extremos y ya hemos recalcado
que la diferencia de energía entre las estructuras bipiramidal – trigonal y piramidal de base cuadrada
es, con frecuencia, pequeña. Entre los complejos sencillos con coordinación 5 hay bipiramidales –
trigonales: [CdCl5 ]3- , [HgCl5 ]3, [CuCl5 ]3- , (d10) y una serie de oxo o nitruro complejos con forma
de pirámides cuadradas en los cuales el ligando oxo o nitruros ocupan la posición axial:
 do: [NbCl4(O)]-
 d1: [V(aac)5 O]3 , [WCl4(O)5 ]3 , [TcCl4(N)]- , [TcCl4O]-
 d2: [TcCl4O]3 , [ReCl4O]-

25. 26
Ejemplo 12: [Ni(CN)5 ]3- forma geométrica: Piramidal cuadrada
Analizando el metal de transición (Ni):
Ni2  Ar3d84s0
Ni2+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d8 4s 4p
Ni2+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ___ ___ ___ ___ ___
3d8 4s 4p 5 orbitales híbridos dsp3
(Orbital interno)
3-
Estructura del [Ni(CN)5 ]3-
Ejemplo 13:  3
CdCl5 forma geométrica: bipiramidal trigonal
Analizando el metal de transición (Cd):
Cd2+ =   5 2 Kr 4d10 s
Cd2+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
4 d10 5s0 5p
Cd2+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
4 d10 5s0 5p
_____ ____ ____ ____ ____
5 orbitales híbridos sp3d (orbital externo)
Los complejos con número de coordinación 5 eran considerados raros. Por métodos de difracción de
Rayos X, se ha demostrado que existen muchos compuestos pentacoordinados. Las formas geométricas
piramidal de base cuadrada y la piramidal trigonal, se presentan aproximadamente, con la misma
frecuencia.

26. 27
NUMERO DE COORDINACION 6
Este es el número de coordinación más común y más importante para los complejos de los metales de
transición. Durante muchos años después de que Werner probara a partir de estudios estereoquímicas
que muchos complejos de cromo y cobalto con coordinación 6 tenían estructuras octaédricas, se
creyó que no se daba ninguna otra forma de coordinación 6 y una enorme cantidad de datos de
estudios por difracción de rayos X parecían corroborar esto. Sin embrago, finalmente se confirmaron
los ejemplos de coordinación con forma de prisma trigonal.
La esfera de coordinación octaédrica regular o casi regular se encuentra para todas la configuraciones
electrónicas desde d0 a d10.
Hibridación Forma Geométrica Complejo de Orbital
sp3 d2 Octaédrica Externo
d2sp3 Octaédrica Interno
Esqueleto de la forma geométrica de este numero de coordinación.
Ejemplo 14:    Fe(OH2)6 ClO4 3 = Altamente Paramagnético.
Esfera de coordinación iónica: [Fe(H2O)6 ]3+
SOLUCION: Analizando el metal de transición Fe:
  4 2 , 3 6 26Fe Ar d s
  4 0 Fe3, Ar 3d5 s
Fe3+___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ____
3 d5 4s 4p 4d
___ ___ ___ ___ ___ ___
6 orbitales sp3d2 (de orbital externo)
   3
Fe(H2O)6 ____ ____ ____ ____ ____ ____
OH2 OH2 OH2 OH2 OH2 OH2

27. 28
Ejemplo 15: El ión hexacianoferrato (III) (Ion férricianuro),     3
6 Fe CN , débilmente
paramagnético.
    3
6 Fe CN Significa que es Fe5+, d5 débilmente paramagnético (1 electrón desapareado)
Fe3+ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
dxy dxz dyz dx2y2 dz2 4s 4p
Fe3+___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
3 d5 4s 4p 4d 6 orbitales híbridos d2sp3
(Orbitales Internos)
    3
6 Fe CN ___ ___ ___ ___ ___ ___
CN CN CN CN CN CN
Para saber si la hibridación es de orbital interno o externo, debemos conocer los resultados de
medidas magnéticas (si hay o no hay electrones desapareados).
Ejemplo 16:     2
Co NH3 6 Nombre del complejo:
Analizando el metal de transición Co:
  7 2 Co Ar 3d 4s
Co ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d7 4s 4p
Se produce la hibridación d2sp3 por promoción de un electrón 3d a un orbital 5s
2   7 0 Co Ar 3d 4s 
Co2+ ____ ____ ____ ____ ___ ____ ____ ____ ____ ____
3d 4s 4p 5s
Co2+ ____ ____ ___ ____ ___ ____ ____ ____ ____ ____
3d 4s 4p 5s
Co2+ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
3d 4s 4p 6 orbitales Híbridos d2sp3
(Orbitales Interno)
   2
Co NH3 6 ___ ___ ___ ___ ___ ___
NH3 NH3 NH3 NH3 NH3 NH3

28. 29
La hibridación d2sp3 en el complejo [Co(NH3)6]2+ explica porque el Co2+ se oxida fácilmente a
[Co(NH3)6 ]3+ que es estable
Iones complejos con número de coordinación 6:
a)     3
Cr NH3 6 Paramagnético
b)    4
Mn CN 6 Paramagnético
c)    4
Fe CN 6 Diamagnético
d)  3
CoF6 Paramagnético
e)    3
Co NH3 6 Diamagnético
f)    2
Ni OH2 6 Paramagnético
2.9.2. Teoría del Campo Cristal o Teoría del Campo Cristalino (TCC).
Esta teoría supone que todos los enlaces entre metal y ligando son iónicos. Los ligandos y
los iones metálicos se consideran como cargas no polarizables infinitesimalmente pequeños.
Podemos considerar un complejo octaédrico como un ión metálico rodeado por seis iones
negativos o por seis moléculas bipolares situados lo más cerca posible del átomo central, con
sus partes negativas dirigidas hacia el ión metálico. Los ligandos ocupan los vértices de un
octaedro imaginario.
La TCC propone que la aproximación de los seis átomos donadores (cargas puntuales) a lo
largo de los ejes producen un campo eléctrico (el campo cristalino). En el complejo, los
lóbulos de los orbitales dxy, dxz, dyz, se encuentran entre los ligandos, y los lóbulos de los
orbitales dz2 y dx2y2, están dirigidos hacia los ligandos. Esto da como resultado el
desdoblamiento de los orbitales “d” en dos grupos:
1. Un grupo triplemente degenerado, t2g , compuesto por los orbitales dxy, dxz y dyz.
2. Otro grupo doblemente degenerado, eg; compuesto por los orbitales dz2 y dx2y2.
M
FALLAS DE LA TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (T.E.V.)
Considera todos los enlaces metal - ligando como enlace 
Los orbitales “d” los considera degenerados
No nos dice nada del color del compuesto

29. 22
La separación de energía entre t2g y eg se llama Δ0 octaédrico y es proporcional a la fuerza
del campo cristalino de los ligandos, es decir, la fuerza con que los ligandos repelen a los
electrones del ión metálico.
La ocupación de los orbitales eg tiende a desestabilizar los complejos octaédricos. Los
electrones de los ligandos repelen a los electrones más externos de los orbitales del ión
metálico más fuertemente que a los orbitales t2g. Esto hace que se elimine la degeneración de
los orbitales d y se produce el desdoblamiento.
Desdoblamiento del campo Cristalino
DISTRIBUCION DE LOS ELECTRONES 3D EN COMPLEJOS OCTAEDRICO
N° de
electro
nes 3d
Campo débil (alto espín)
t2g eg
N° de
electron
es 3d
desapar
eados
Campo fuerte (bajo espín)
t2g eg
N° de
electron
es 3d
desapar
eados
d1  1  1
d2  
2
  2
d3    3    3
d4     4     4
d5      5      1
d6       4       0
d7        3        1
d8         2         2
d9          1          1
d10           0           0

30. 23
En la TCC se emplean los términos complejo de espín alto y complejo de espín bajo. Un
complejo octaédrico que tenga configuración d4, d5, d6, d7 puede tener las siguientes
distribuciones o arreglos.
Conf.
“d”
Ión Campo Débil Campo Fuerte
t2g eg t2g eg
d4 Mn3+ , Re3+
d5 Mn2+, Fe3+ , Rh3+
d6 Rh2+ , Fe2+ , Ru2+ , Pd4+
d7 Co2+ , Rh+
Alto espin Bajo espin
Por TCC estudiemos los siguientes iones:
 3
CoF6 y     3
Co NH3 6
Ambos iones tienen configuración d6,   4 0 Co3  Ar 3d6 s
El ión Co tiene seis electrones de los cuales cuatro están desapareados:
Co3+      
3d6
Los ligandos hacen que Δ0 sea diferente para cada ión complejo.
Experimentalmente se ha encontrado que Δ0 varía con el estado de oxidación de l metal, la
geometría del complejo y la naturaleza del ligando. Si se mantienen constantes los dos
primeros factores se encuentra que Δ0 aumenta a lo largo de la serie espectro química.
SERIE ESPECTRO QUÍMICA
Los ligandos se pueden ordenar de acuerdo a su capacidad para desdoblar los niveles de los
orbitales “d”. Este orden es una serie, la cual se llama SERIE ESPECTROQUIMICA.
 Serie espectroquímica para algunos ligandos comunes:
I  Br Cl  F OH C O H O  NCS  piridina  NH  en  Bipirilo       
2 3
2
2 4 ,
  Fenantrolina  NO CN CO  
2 0

31. 24
 Serie espectroquímica con más ligandos:
I− < Br− < S2− < SCN− < Cl− < NO3
− < N3
- < F− < OH− < C2O4
2− < H2O < NCS− < CH3CN < py < NH3 < en <
bipy < phen < NO2
− < PPh3 < CN− < CO
 Serie espectro química:
I− < Br− < Cl− < SCN− < NO3
− < F− < urea < OH− < ONO < OAc- < C2O4
2− < H2O < NCS− < C5H5N < NH3 <
en < SO3
2- < dipi < fen < NO2
− < CN− < CO
I– Fuerza creciente del campo cristalino. CO
Campo débil Campo fuerte
Alto espín Bajo espín
Δ0C Pequeño Δ0C Grande
Energía pequeña Energía grande
 grande  pequeña
Absorben luz de Energía pequeña Absorben luz de Energía grande
El orden de la serie es independiente del ión metálico al que se unen.
Las medidas magnéticas indican que  3
CoF6 tienen electrones desapareados.
Las medidas magnéticas indican que el    3
Co NH3 6 no tiene electrones desapareados.
Ión Co3+ libre
(Electrones degenerados)
Ión Co3+ libre
(Electrones degenerados)

32. 25
Los orbitales eg son antienlazantes en la T.O.M. El NH3 interacciona más fuertemente con los orbitales vacíos del metal y el F−, interacciona débilmente; esto da como resultado que el desdoblamiento del campo cristal sea mayor el generado por el NH3 que el F−. Así tenemos que el NH3 es un ligando de campo fuerte y el F−, de campo débil.
Un complejo de espín alto en la terminología del campo cristalino corresponde a un complejo de orbital externo en la T.E.V.
El NH3 es un ligando de campo fuerte, por lo que forman un complejo de espín bajo y un complejo de orbital interno y el F−, es un ligando de campo débil dando como resultado un complejo de alto espín y de orbital externo
El estado de oxidación del metal también contribuye con el grado de separación entre niveles de alta y baja energía. A medida que se incrementa el estado de oxidación para un determinado metal, el grado de separación Δ también aumenta. Esto se debe a que la nube electrónica de los cationes disminuye con el aumento de carga y los ligandos se pueden aproximar mucho más a un ión M3+ que a uno M2+, la menor distancia entre ión y ligandos causa un mayor Δ, ya que los electrones de ligandos y metal se encuentran más cercanos entre sí y por lo tanto aumenta la repulsión, lo que produce una mayor deformación de los orbitales d.
Energía de estabilización del campo cristal (EECC)
La EECC es uno de los principales factores que contribuyen a la estabilidad de los iones complejos con determinadas configuraciones electrónicas.
EECC para algunos complejos octaédricos.
Cada uno de los orbitales t2g se encuentran a 2/5 Δ0 por debajo de la energía del conjunto de orbitales “d” degenerados. Y cada uno de los orbitales eg se encuentran 3/5 Δ0C por encima de la energía de los orbitales d degenerados.
Ejemplo: para un ión d5
Hay tres orbitales t2g y dos orbitales eg. La energía total del conjunto de orbitales t2g y eg es igual a la energía del conjunto de orbitales degeneradores en un campo esférico. Es decir, el cambio de energía total de un conjunto de orbitales es cero como resultado de la aproximación de los seis ligandos a lo largo de los ejes x, y, y z.
Los electrones de los orbitales de un complejo t2g octaédrico tienen menor energía que los electrones d degenerados y los orbitales eg tienen mayor energía que los d degenerados. Mientras más baja sea la energía total de un sistema, más estable será el mismo. La EECC de

33. 26
un complejo mide la energía neta de estabilización de los electrones de un ión metálico en un
campo octaédrico.
Se asigna un cambio de energía de -2/5 Δ0C (estabilización) a cada g e t2
 y un cambio de
energía de +3/5 Δ0C (estabilización) a cada g e e  . La EECC, es la suma de las energías de
todos los electrones en el átomo central o ión metálico.
   
g g t e
EECC n n
2
5 0
3
5 0
  2   ´ 
   
t g eg
E
2
5 0
3
5 0
  3  2   2   0
Los valores característicos de Δ0C se encuentran entre 100 y 400 KJ/mol.
Ejemplo 17:  3
CoF6 , ión paramagnético de orbital externo
Ejemplo 18: para un ión d6    3
Co NH3 6
Tenemos que la cantidad de energía liberada al formar el ión complejo es de -2/5 Δ0C.

34. 27
Las configuraciones con EECC más negativas son aquellas para los cuales se conocen
muchos complejos octaédricos estables. Ninguna configuración puede producir EECC mayor
que cero. Es decir, ningún ión de los metales de transición d puede ser menos estable en un
campo octaédrico que en un campo esférico.
TEORIA DEL CAMPO CRISTALINO EN SIMETRIA TETRAEDRICA.
Aquí el campo es generado por 4 ligandos orientados en los vértices de un tetraedro, de esa
manera, existe la menor repulsión entre ellos.
Una disposición tetraédrica es la configuración de mínima repulsión metal -ligando para un
ión tetracoordinado.
El desdoblamiento del campo cristal es menos importante en complejos tetraédricos, ya que
los ligandos no se acercan a lo largo de la dirección de algunos de los orbitales “d” del metal.
Los orbitales de elevada energía son los dxy, dxz y dyz dirigidos hacia los ligandos
Los complejos tetraédricos son mas probables para metales que no son de transición. Todos
los complejos tetraédricos son de campo débil y alto espín (porque Δt nunca es lo
suficientemente grande como para convertir una configuración de alto espín en una de bajo
espín).
Ejemplo 19: complejo tetraédrico;  
FeCl4 aquí el Fe está como Fe3+.
Δ0C en ocasiones se llama 10 Dq. Así la energía del nivel t2g disminuye e 4 Dq y ladel nivel
eg aumenta e 6Dq con relación a la energía media de los orbitales d.

35. 28
Ejercicio 6: Elaborar el diagrama de campo cristalino de espín bajo del [Fe(NO2)6]3−
Ejercicio 7: Elaborar el diagrama de campo cristalino de espín alto del [Fe(Br)6]3−
Ejercicios 8: Calcular la EECC para cada ión complejo
COLORES Y SUS COMPLEMENTARIOS (  ABSORBIDA EN NM.)
La mayoría de los compuestos de los metales de transición son coloreados porque Δ0C
corresponde a longitudes de onda de luz de la región visible. La absorción de luz visible
produce transiciones electrónicas entre orbitales. Como ejemplo tenemos que las disoluciones
de nitratos de los metales de transición son coloreados y los nitratos; de los representativos,
son incoloros. Los colores de los compuestos complejos que tienen el mismo metal, dependen
de los ligandos, ejemplos:
ION COMPLEJO COLOR
(Reflejado, observado o transmitido)
   3
Co NH3 6 AMARILLO
    2
Co NH3 5SCN NARANJA
   3
Co NH3 5H2O ROJO
   2
Co NH3 5Cl PÚRPURA
   
CoCl2 NH3 4 VERDE

36. 29
El [Co(NH3)6]3+, tiene seis NH3 enlazados a Co3+, por lo que es Δ0C grande. Esto hace que [Co(NH3)6]3+ absorba luz visible de energía relativamente alta, en la región violeta por lo que nosotros observamos el color amarillo, que es complementario.
El SCN- es un ligando de campo más débil que el amino, por lo que Δ0 baja y absorbe a una energía menor y refleja el color naranja que es complementario de azul.
El H2O está más a la izquierda de la serie por lo que Δ0C sería más bajo que para [Co(NH3)5SCN]2+. Así [Co(NH3)5H2O]3+. absorbe en el verde y refleja el rojo.
El Cl− es de campo más débil Δ0 es más bajo que el anterior Δ0 [Co(NH3)5Cl]3+. Absorbe el amarillo naranja, por lo que transmite el púrpura. El [CoCl2(NH3)4]+. Tiene 2 cloros → Δ0 es el que tiene el valor más pequeño de los cinco iones complejos, absorbe en el rojo y transmite el verde que es complementario.
Analicemos los siguientes complejos.
ION COMPLEJO
COLOR
ION COMPLEJO
COLOR
[CrBr2(H2O)4 ]Br
Verde
[CrCl(NH3)5 ]Cl2
Púrpura
[Cr(H2O)2]Br3
Gris azulado
[CrCl(NH3)4 ]Cl
Violeta
[CrCl2(H2O)2 ]Cl
Verde
[CrCl(NH3)6 ]Cl3
Amarillo
[Cr(H2O)2 ]Cl3
Violeta
Relación entre la longitud de onda, color y parámetro de separación del campo cristalino (Δ) de los complejos de los metales de transición.
longitud de onda absorbida (nm)
Color de la luz absorbida
Color complementario (color del complejo)
Δ (kj/mol)
<400
410
430
480
500
530
560
580
610
680
720
>720
Ultravioleta
Violeta
Índigo
Azul
Azul verdoso
Verde
Amarillo limón
Amarillo
Naranja
Rojo
Rojo
Infrarrojo
Incoloro
Amarillo Limón
Amarillo
Naranja
Rojo
Purpura
Violeta
Índigo
Azul
Azul verdoso
Verde
Incoloro
>299
292
279
249
239
226
214
206
196
176
166
<165
Fallas de la TEORIA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV)

37. 30
2.9.3 Teoría del Orbital Molecular (TOM)
Esta fue aplicada a los complejos por primera vez por John Van Vleck (1935).
La T.O.M. supone que el catión y el ligando se coordinan por superposición de orbitales
atómicos para formar enlaces σ. Algunos ligandos pueden formar enlaces σ así como
también π con el átomo central. Para formar seis enlaces σ el catión debe suministrar seis
orbitales atómicos. Un metal de transición típico tiene nueve orbitales atómico disponibles;
por ejemplo. El Co tiene cinco orbitales 3d, uno 4s y tres 4p. No todos los orbitales pueden
superponerse en la misma forma, el enlazamiento σ entre el ligando y el átomo central, se
verifica con mayor efectividad cuando los ejes de los orbitales participantes coinciden, con lo
cual la superposición es "frontal". En un octaedro, los ligandos están situados a lo largo de
estos tres ejes y solamente se superponen con efectividad con los orbitales del átomo central
que tiene una orientación similar. De los nueve orbitales disponibles para el catión solamente
hay seis con superposición frontal y que intervienen en los enlaces. Son los
, , , y . , 2 2 2 P P P d d s x y z x  y z El orbital s está simétricamente distribuido alrededor del
catión. Estos orbitales seis orbitales del metal interactúan con los seis orbitales de los
ligandos para dar seis conjuntos de orbitales moleculares enlazantes y seis antienlazantes. Los
seis pares de electrones de los ligantes llenan los seis orbitales enlazantes. Los otros 3
orbitales, dxy, dxz y dyz, no pueden superponerse, por lo que no participan en el enlace y se
convierten en orbitales moleculares no enlazantes. Los orbitales enlazantes, no enlazantes y
antienlazantes, se van llenando de acuerdo con la Regla de Hund. Los electrones ocupantes
son los doce de los seis ligandos más los de los orbitales parcialmente ocupados del catión.
En un complejo octaédrico, los orbitales enlazantes tienen predominantemente el carácter de
los orbitales de los ligandos porque los seis pares de electrones de los ligantes ocupan
completamente los O.M. enlazantes. El conjunto t2g, de la TCCC; que son no enlazantes en la
TOM, pueden considerarse como orbitales puramente metálicos. . Los electrones d del ión
metálico central se acomodan en los orbitales no enlazantes t2g y eg, La diferencia entre la
energía de estos conjuntos es Δ0 = ΔE. Los orbitales antienlazantes se parecen más a los
orbitales del metal que a los orbitales de los ligantes. Los cuatro orbitales antienlazantes
restantes no están ocupados en los estados fundamentales de cualquier complejo conocido.
La conclusión a la que se llega mediante este tratamiento es casi la misma que la postulada
por la TCC. Para los complejos octaédricos de un ión metálico dado, la magnitud de Δ0 es
diferente para cada conjunto de ligandos y las configuraciones electrónicas de muchos
complejos dependen del tamaño.
Diagrama general para TOM

38. 31
Ejemplo 19CoF43- Ejemplo 20: Co (NH2)43+
NIVELES DE ENERGIA DE O.M. PARA COMPLEJOS DE LOS METALES DE TRANSICION
Cuando los orbitales atómicos del ligando son de energía más baja que los orbitales catiónicos, los dos
orbitales antienlazantes de energía más baja tienen aproximadamente la misma energía que los orbitales no
enlazantes. Esta situación es típica del   3
2 6 Fe(NO ) , el Fe (III) de este complejo es un ión d5.
Ejemplo 20: Completar el diagrama con el complejo de Fe (III)
Antienlazantes



____ ____
____
____ ____ ____
No enlazantes
  
____ ____ ____
Enlazantes



____
____ ____ ____
____ ____

39. 32
2.10. Aplicaciones de las tres teorías a los compuestos de coordinación.
Ejercicio 9: Experimentalmente se ha encontrado que el  4
Fe(CN)6 es diamagnético. Analícelo
por las tres teorías.
T.E.V.
___ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d 4s 4p
___ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d 4s 4p
TCC
EECC = 
Análisis:
T.O.M.
Antienlazantes



____ ____
____
____ ____ ____
No enlazantes
  
____ ____ ____
Enlazantes



____
____ ____ ____
____ ____
Análisis:

40. 33
Ejercicio 10: Experimentalmente se ha determinado que el  3
Fe(OH2)6 es paramagnético.
Haga un análisis tomando como base las tres teorías y su EECC = 0.
T.E.V.
___ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d 4s 4p
___ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
3d 4s 4p
TCC
EECC = 
Análisis:
T.O.M.
Antienlazantes



____ ____
____
____ ____ ____
No enlazantes
  
____ ____ ____
Enlazantes



____
____ ____ ____
____ ____
Análisis:

41. 34
UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR
FACULTAD DE QUÍMICA Y FARMACIA
DEPARTAENTO DE QUÍMICA, FÍSICA Y MATEMÁTICA
SECCIÓN QUÍMICA INORGÁNICA
Asignatura: Química Inorgánica Ciclo: I Año: 2012.
DISCUSIÓN DE UNIDAD III
1. Escriba ejemplos de metales nobles y por qué se les llama de esta manera.
2. Investigue por qué el óxido de hierro (III) y el óxido de cromo (IV), son ferromagnéticos.
¿En qué se utilizan estas dos sustancias?
3. ¿Por qué, el dicromato de potasio se usa como estándar primario y el de sodio, no?
4. Complete el siguiente cuadro. Utilizando los elementos de la primera serie. (ver ejemplo)
Elementos Óxidos Nombre Clasificación del numero de
oxidación
Stock Estequiométrico Acido Neutro Básico
Sc
Ti TiO
Ti2O3
TiO2
Oxido de titanio (II)
Oxido de titanio (III)
Oxido de titanio (III)
Monóxido de Titanio
Trióxido de Dititanio
Dióxido de Titanio
X
X
X
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
5. Se tiene una solución de nitrato de cobre y se introduce un alambre de plata, ¿se forma cobre
metálico?. Para dar su respuesta haga uso de:
a) La serie electroquímica
b) Los potenciales estándar de reducción para la semi-reacciones.
6. Haciendo uso de sus conocimientos de química y de nomenclatura, escriba las ecuaciones de
REACCIONES DE PRECIPITACION de la página 7 de la Cuarta Unidad. Además nombre los
reactivos y productos.
7. Se tienen las hidrólisis de los siguientes hexaacuoiones:
a) [Ti(OH2)6]3+
(ac) + H2O(l)  [Ti(OH2)5(OH)]2+
(ac) + [H3O]+ (ac) pKa = 3.9
b) [Al(H2O)6]3+
(ac) + H2O(l)  [Al(H2O)5(OH)]2+
(ac) + [H3O]+
(ac) pKa = 5.0
Explique a qué se debe la diferente acidez.
8. ¿Qué son los ligandos ambidentados? Escriba ejemplos y nómbrelos.
9. ¿Qué son los ligandos polidentados? Escriba ejemplos y nómbrelos

42. 35
10. Haga la estructura de los siguientes ligandos y clasifíquelos de acuerdo a sus pares de electrones.
I. Piridina
II. fen
III. dien
IV. dimetilglioxina
V. oxalato
VI. edta
VII. porfirina
VIII. acetato
11. Muchos productos alimenticios enlatados o embotellados, como la mayonesa, los aderezos para ensalada y los frijoles, contienen el ligando EDTA, o un compuesto afín. Sugiera una razón para agregar esta sustancia.
12. En los siguientes iones o compuestos:
I. [CoCl4]2-
II. [PtCl4(NH3)2]
III. K3[Au(CN)4]
IV. [Fe(OH2)6]3+
V. [Co(C2O4)2(NH3)2]
VI. [Co(NH3)6]Br3
 Nómbrelos
 Identificar:
 Átomo central
 Tipo de ligando
 Esfera de coordinación
 Esfera de ionización (si existe)
 Valencia primaria
 Valencia secundaria
13. Escriba 3 ejemplos de isómeros geométricos con número de coordinación 4 y con número de coordinación 6. Nómbrelos
14. Escriba 2 ejemplos de enantiómeros que presentan isomería geométrica
15. Escriba la fórmula y el nombre de 3 agentes quelantes usados en análisis cuantitativo
16. Analizar por las tres teorías los complejos anteriores
a) Hexacianoferrato (II) de estaño (IV)
b) Ión hexacianocobaltato (III)
c) Ión hexacianomanganato (I)
d) Bromuro de hexaaminniquel (II)
e) Ión hexacarbonilocromo(0)
f) Hexafluorcromato(III) potásico
Werr/2012