QUÍMICA DE COORDINACIÓN

Los compuestos de coordinación han sido un reto para el químico inorgánico. Dado que parecían poco comunes se les llamó "COMPLEJOS" que aparentemente contravenían las leyes de valencia comunes. En la actualidad aproximadamente el 70% del número de artículos que se publican en revistas como Journal of Inorganic Chemistry, versan sobre compuestos de coordinación.
El estudio de los compuestos de coordinación lo inician Alfred Werner (Premio Nobel 1913) y Sophus Mads Jørgensen.
Muchos elementos tienen "valencias" fijas como el Na=+1 y el O=-2, mientras que otros presentaban dos o tres "valencias" estables, como el Cu = +1 y +2, etc.
Resultaba difícil entender, por ejemplo, que la valencia estándar del cromo fuera +3, y las del platino +2 y +4, pero que sus cloruros tendieran a reaccionar con amoniaco:

CrCl3 + 6NH3----> CrCl36NH3

PtCl2 + 4NH3----> PtCl24NH3

Es difícil saber cuando se descubrió el primer complejo metálico. Quizá se trata el azul de prusia KCNFe(CN)2Fe(CN)3, obtenido a principios del siglo XVIII. Sin embargo, la fecha que está registrada es 1798, cuando Tassaert descubrió el cloruro de hexaamíncobalto(III) CoCl36NH3. Las observaciones de Tassaert no se podían explicar mediante la teoría química de esa época.

PREPARACION Y PROPIEDADES.
Complejo Nombre Formulación Actual
Cr(SCN)3NH4SCN·2NH3 Sal de Reinecke NH4[Cr(NCS)4(NH3)2]
2PtCl2·2NH3 Sal verde de Magnus [Pt(NH3)4][PtCl4]
Co(NO2)3 ·KNO2·2NH3 Sal de Erdmann K[Co(NO2)4(NH3)2]
PtCl2·KCl·C2H4 Sal de Zeise K[PtCl3(C2H4)]
CoCl3·6NH3 Amarillo Cloruro luteocobáltico [Co(NH3)6]Cl3
CoCl3·5NH3 Morado Cloruro purpurocobáltico [CoCl(NH3)5]Cl2
CoCl3·4NH3 Verde Cloruro praseocobáltico trans-[CoCl2(NH3)4]Cl
CoCl3·4NH3 Violeta Cloruro violeocobáltico cis-[CoCl2(NH3)4]Cl
CoCl3·5NH3·H2O Rojo Cloruro roseocobáltico [Co(NH3)5H2O]Cl3

La preparación de los complejos metálicos generalmente implica la reacción de una sal y alguna otra molécula o ion. Se ha hecho mucho trabajo con amoniaco. Inicialmente el nombre que se daba a los compuestos era el de la persona que los había preparado.

Jørgensen intentó formular estos compuestos en forma análoga a los compuestos orgánicos:

NOMENCLATURA

Fue posible nombrar sistemáticamente a los compuestos de coordinación una vez que Werner descubrió que podían ser sales o compuestos neutros.
Las sales se designan en la forma común utilizando un nombre de dos palabras y a los compuestos neutros se les da nombre de una palabra. Por ejemplo:

[Co(NH3)6]Cl3 Cloruro de hexamíncobalto(III) (Sistema de Stocks)
[PtCl2 (NH3)2] Diamíndicloroplatino(II)

Listado de los iones
Se nombra primero el anión seguido del nombre del catión. Ejemplos:

NaCl Cloruro de sodio
[Cr(NH3)6](NO3)3 Nitrato de hexaamíncromo(III)

Complejos no iónicos
El nombre de los complejos no iónicos es una sola palabra
[Co(NO2)3 (NH3)3] triamíntrinitrocobalto(III)

Nombres de los ligantes

Los ligantes neutros reciben el mismo nombre que su molécula, los ligantes negativos tienen la terminación "o" y, los ligantes positivos (que son poco comunes) tienen la terminación "io".

Excepciones:

Orden de los ligantes

Los ligantes en un complejo se enlistan en orden alfabético:

en = NH2CH2CH2NH2 = etilendiamina

Prefijos numéricos

Se usan los prefijos di-, tri-, tetra-, etc., antes de los nombres de los ligantes simples tales como bromo, nitro y oxalato; los prefijos bis-, tris-, tetraquis-, pentaquis-, etc., se usan antes de nombres complejos como etilendiamina y trialquilfosfina.
K3[Al(C2O4)3] trisoxoaluminato(III) de potasio [CoCl2 (en) 2]SO4 sulfato de diclorobis(etilendiamina)cobalto(III)

Terminación de los nombres

La terminación del metal en los complejos aniónicos es ato. En los compuestos catiónicos o neutros el nombre del metal se utiliza sin ninguna terminación característica.

Estados de oxidación

Los estados de oxidación del átomo central se designan mediante un número romano que se escribe entre paréntesis después del nombre del metal, sin espacio entre los dos. Para un estado de oxidación negativo se emplea un signo de menos antes del número romano, y 0 para estado de oxidación cero.
Na[Co(CO) 4] tetracarbonilcobaltato(-I) de sodio
K4 [Ni(CN) 4] tetracianoniquelato(0) de potasio

Grupos puente

El nombre de los ligantes que unen dos centros de coordinación va precedido por la letra griega µ, que se repite antes del nombre de cada ligante puente.

sulfato de µ-dihidroxobis(tetraacuahierro(III))

nitrato de µ-amido-µ-hidroxobis(tetraamíncobalto(III))

Átomo de enlace

Cuando sea necesario, se puede designar el átomo de enlace de un ligante colocando el símbolo del elemento que está directamente unido, después del nombre del grupo (en letras cursivas), separada por un guión.

(NH4)3 [Cr(NCS) 6]
hexatiocianato-N-cromato(III) de amonio

(NH4)2 [Pt(SCN) 6]
hexatiocianato-S-platinato(IV) de amonio.

para el tiocianato, nitrito y cianuro, se pueden utilizar los siguientes nombres: -SCN tiocianato -NO2 nitro -CN ciano -NCS isotiocianato -ONO nitrito -NC isociano

Isómeros geométricos
A los isómeros geométricos se les da nombre utilizando los términos cis que designa posiciones adyacentes (90 ) y trans posiciones opuestas (180 ). a veces es necesario utilizar un sistema numérico para designar la posiciones de cada ligante. Para los complejos cuadrados los grupos 1-3 y 2-4 se encuentran en posiciones trans.
Para complejos octaédricos, los grupos en posición trans se numeran 1-6, 2-4 y 3-5:

ion cis-tetraamíniodobromorodio(III)

1-amín-2-bromo-4-cloro-6-iodonitro-(piridina)platino(IV)

Isómeros ópticos

Si una solución rota el plano de luz polarizada amarilla (línea de del sodio) a la derecha, el soluto se designa como el isómero (+), si lo rota a la izquierda, es un isómero (-).

(+) K3 [Ir(C2O4)3] (+)trisoxalatoiridato(III) de potasio


(-) [Cr(en) 3]Cl3 cloruro de (-)tris(etilendiamina)cromo(III)

Enlace de Coordinación