26996132-Quimica-Inorganica-Quimica-de-los-Compuestos-de-Coordinacion.pdf

UNIVERSIDAD AUTONOMA DE YUCATANFACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

PAQUETE DIDACTICODE LA

ASIGNATURAQUIMICA INORGANICA II

Presentado por: Q.I. Ángel Ramiro Trejo Irigoyen M en C.

1

QUIMICA INORGANICA II

UNIDAD 1 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS

COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

UNIDAD 2 TEORIAS DE ENLACE DE LOS COMPUESTOS DE

COORDINACIÓN

UNIDAD 3 ESTABILIDAD Y REACTIVIDAD DE LOS

COMPUESTOS DE COORDINACIÓN2

UNIDAD 1

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

Compuesto de coordinación entre piroxicam y cobre (II) sintetizado electroquímicamente. Méndez-Rojas, M.A.; Quiroz, M.A.; Gojon-Zorrilla, G.; Gonzalez-Vergara, E.; Cordova, F., Polyhedron, 18, 2651-2658, 1999.

3

UNIDAD 1 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE

COORDINACIÓN1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE COORDINACIÓN

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 ion central y sus ligandos).

4

O

O

O

O

Ni

O

O

O

OCompuesto quelato: formación de anillos

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/S%C3%ADntesis_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Complejo

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Ion

http://es.wikipedia.org/wiki/Ligando



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).

5

Grupo 3 (III B)

4 (IV B)

5 (V B) 6 (VI B)

7 (VII B)

8 (VIII B)

9 (VIII B)

10 (VIII B)

11 (I B)

12 (II B)

Periodo 4Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Fe 26 Co 27 Ni 28 Cu 29 Zn 30

Periodo 5 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 Tc 43 Ru 44 Rh 45 Pd 46 Ag 47 Cd 48

Periodo 6Lu 71 Hf 72 Ta 73 W 74 Re 75 Os 76 Ir 77 Pt 78 Au 79 Hg 80

Periodo 7Lr 103 Rf 104 Db 105Sg 106 Bh 107

Hs 108Mt 109 Uun 110

Uuu 111

Uub 112

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Qu%C3%ADmica_de_los_elementos_representativos&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Qu%C3%ADmica_de_los_metales_de_transici%C3%B3n&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Qu%C3%ADmica_de_las_tierras_raras&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Lant%C3%A1nido

http://es.wikipedia.org/wiki/Act%C3%ADnido

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Elementos_del_periodo_4

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Escandio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Titanio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Vanadio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Cromo

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Manganeso

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Hierro

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Cobalto

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Niquel

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Cobre

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Zinc


http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Itrio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Zirconio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Niobio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Molibdeno

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Tecnecio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Rutenio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Rodio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Paladio_(elemento)

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Plata

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Cadmio


http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Lutecio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Hafnio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Tantalio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Tungsteno

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Renio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Osmio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Iridio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Platino

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Oro

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Mercurio_(elemento)


http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Laurencio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Rutherfordio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Dubnio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Seaborgio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Bohrio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Hassio

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Meitnerio

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Ununniliun&action=edit&redlink=1

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Unununium

http://e-ciencia.com/recursos/enciclopedia/Ununbio



La tabla muestra algunos de los estados de oxidación encontrados en compuestos de metales de transición.

Un círculo lleno representa el estado de oxidación común, un anillo de centro blanco representa uno menos común (menos favorable energéticamente).

6

http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Transition_metal_oxidation_states_2.png




Los metales de transición se encuentran en la naturaleza:

En rocas y minerales.El color de muchas piedras preciosas se debe a la

presencia de iones metálicos de transición. Por ejemplo:

Los rubís son rojos debido al cromo.Los safiros son azules, por la presencia de Fe

y Ti

Muchas biomoléculas contienen metales de transición que se involucran en las funciones de estas biomoleculas, tales como la Vitamina B12 que contiene Co, la hemoglobina, mioglobina y citocromo que contiene al Fe.

7




Un compuesto de coordinación, o complejo, es aquel que resulta de la unión de un ácido de Lewis (aceptor de pares de electrones) y una o varias bases de Lewis (donadoras de pares de electrones). El número de bases que pueden unirse al ácido es independiente de la carga de ambos.

8

UNIDAD 1


1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE COORDINACIÓN

En la química de coordinación, los ácidos de Lewis más comunes son los cationes metálicos, Mn+, y es habitual referirse a uno de ellos como átomo central, ion metálico o simplemente metal.

Por otro lado, a las bases de Lewis se les conocen como ligantes y suelen ser aniones o moléculas neutras en las que al menos hay un átomo con un par de electrones no compartido.

Algunos ejemplos simples son: H2O, NH3, Cl-, CN-, etcétera. Al átomo con el par de electrones no compartido se le llama átomo donador.

9


COORDINACIÓN1.INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE COORDINACIÓN

Los iones metálicos en disolución acuosa generalmente forman complejos del tipo [M(H2O)6]n+ . Sin embargo, si el metal es enlazado por ligantes con carga, puede llegar a producir un compuesto de coordinación neutro que podría ser insoluble y, por lo tanto, que podría precipitar.

10



Principios

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.

Campos de aplicación

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. 11

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal_de_transici%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_inorg%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Cat%C3%A1lisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Enzima

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Metaloprote%C3%ADna&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Amino%C3%A1cido

a.C. El Complejo entre hidroxiantraquinona y Ca/Al. Se uso como

colorante en la India, Persia y Egipto

≈1600 Andreas Libavius (1540? – 1616) –Alquimista y Físico

preparó [Cu(NH3)4]2+

O

O

OH

OH

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE COORDINACIÓN

1.1 Historia de la Química de Coordinación

12

1704 Diesbach – Azul de Berlín

KCN ⋅ Fe(CN)2 ⋅ Fe(CN)3 = K[FeIII FeII(CN)6]

primer compuesto organometálico

1813 Louis-Nicolas Vauquelin (1763-1829)

[Pd(NH3)4][PdCl4] = Sal de Vauquelin

Heinrich Gustav Magnus (1802-1870)

[Pt(NH3)4][PtCl4] = Sal de Magnus

Leopold Gmelin (1788-1853)

K3[Fe(CN)6], K3[Co(CN)6], K2[Pt(CN)4] 13




1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE COORDINACIÓN1.1 Historia de la Química de Coordinación

1827 William Christoffer Zeise (1789-1847)

K[PtCl3(CH2=CH2)] = Sal de Zeise primer compuesto organometálico con ligante

no saturado

1844 Peyrone y Jules Reiset cis-[Pt(NH3)2Cl2] y trans-[Pt(NH3)2Cl2]

Pt

Cl

Cl

Pt

Cl

Cl

NH3

NH3 NH3

NH3

14



1800- Desarrollo de teorías de enlace en complejos

1900 Thomas Graham (1805-1869) Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) Carl Ernst Claus (1796-1864) August Kekulé (1829-1896) Christian Wilhelm Blomstrand (1826-1897)

Sophus Mads Jorgensen (1837-1914) Alfred Werner (1866-1919)

Disputa entre Jorgensen y Werner para explicar la constitución y configuración de complejos.

Constitución: Tipo de enlace entre los diferentes átomos y grupos Configuración: Arreglo espacial de estos átomos y grupos

15



Constitución de complejos:

[Co(NH3)6]Cl3

Ag+

H C l , 1 0 0 º C

P r e c i p i t a c i ó n d e A g C l ( 3 e q u i v . )

N H3 N o s e r e m u e v e

4 i o n e s e n s o l u c i ó n

∆

[CoCl(NH3)5]Cl2

Werner

C o

C l

N H3

N H3 N H3 N H3N H3

C l

C l

Jorgensen16



Constitución de complejos:

[CoCl3(NH3)3]

[CoCl3(NH3)3]

Ag+

H C l , 1 0 0 º C

N o h a y p r e c i p i t a c i ó n d e A g C l

N H3 N o s e r e m u e v e

0 i o n e s e n s o l u c i ó n

∆

Werner

C o

C l

N H3 N H3 N H3

C l

C l

Jorgensen

17



Configuración de complejos:

[CoCl2(en)2]Cl presenta dos isómeros estructurales:

C o

C l

N H3 N H3

C l

C lN H3P ra se o :

V e rd e

C o

C l

N H3 N H3 N H3

C l

C lN H3

V io le o :

M o ra d o

NH2+ C o

4 -

C l

C l

NH2+ N

H2+

NH2

+

+

C l-

NH2+ C o

4 -

C l

NH2+

NH2+

NH2+

C l

+

C l-

N H3

18



Configuración de complejos:Para [CoCl2(NH3)4]Cl con el modelo de Jorgensen sólo hayun isómero:

Pero Werner encontró para [CoCl2(NH3)4]Cl dos isómerosestructurales: preparó el complejo cis en 1907 ⇒ confirmasu teoría y Jorgensen se rinde ⇒ premio Nobel: 1913

C o

C l

N H3 N H3

C l

C lN H3N H3

NH3+ Co

4-

Cl

Cl

NH3+ NH3

+

NH3+

+

Cl-

NH3+ Co

4-

Cl

NH3+

NH3+

NH3+

Cl

+

Cl-

cis1907, Werner

t r a n s1 8 5 7 , G i b b s , G e n t h 19



1904 Heinrich Ley (1872-1938) y Giuseppe Bruni (1873- 1946) Preparación del primer complejo interno

1915 Paul Pfeiffer (1875-1951) Cristalografía de rayos-X para el estudio de sales (NaCl)n contiene unidades [NaCl6] y [ClNa6]

compara: ML6 [ ] Xn

Bis(glicinato) de cobre(II)

O

NH2

NH2

Cu-

OO

O

ClNa

5-

Cl

Cl

Cl Cl

Cl NaCl

+

Na

Na

Na Na

Na

20



1921 W. G. Wyckoff (1897- ), Eugen Posnjak (1888-1949)

Primer estudio cristalográfico de un compuesto decoordinación: (NH4)2[PtCl6]

Confirmación de la teoría de Werner: [PtCl6]2- con estructura octaédrica y enlaces Pt-Cl equidistantes

1926Chernyaev (1893-1966) Publicación del efecto trans

Pt

Cl

Cl

Pt

Cl

Cl

NH3C l

C l

NH3

C l

NH3

NH3

Pt

Cl

Cl

NH3

NH3

NH3

Cl

Pt

Cl

NH3

21



1930-hoy, Desarrollos más relevantes:Síntesis

1. Materias primas con ligantes fácilmente sustituibles

[Co(CO3)3]3- [Co(en)(pn)(NO2)2]+

2. Síntesis “template” para la obtención de macrociclos

3. Reacciones sobre ligantes coordinados, p.e.

S

Pd2-

C-

N+

R

Pd2-

N

S

R

22



1930-hoy Desarrollos más relevantes:

Síntesis de complejos oligo- y polinucleares

OO

O

M

O

M

O O

O O

R

R

R

R

O-

Me

O NH

NH

O-

Me

O

M M

23




5. Uso de nuevo ligantes p.e. fosfinas PR3, arsinas AsR3, ligantes ambidentados (SCN-), ligantes multidentados, etc.

N-

N-

N-

N-

O

O

O

O

O

O

N-

N-

ON-

N-

24




Estructura Desarrollo de nuevos métodos en los áreas de espectroscopía, magnetismo y cristalografía de Rayos X:

1. Estudio de la configuración de complejos

2. Estudio de la conformación de complejos

3. Estudio de enlaces múltiples

4. Estudio de la geometría de coordinación

25




Estructura de rayos-X del complejo tetrámero [Cu(mimt)]4 : 1 metilimidazolina-2-(3H)-tiona (mimt)‑

26




Mecanismos de reacción Hoy en día hay conocimiento sobre los mecanismos de reacción en complejos:

1. Sustituciones por disociación – asociación

2. Reacciones redox

27




Isomería Isómeros geométricos p.e. [Co(PEt3)2(NCS)2] es plano en estado sólido y tetraédrico en solución (solvente no polar)

Isómeros ópticos

NH2

Co4-

NH2

NH2

NH2Cl

NH2

+ 2

NH2

Co4-

NH2

NH2

Cl

NH2

NH2

+ 2

28




Uso de solventes no-acuosos

1. Uso de solventes diferentes al agua para evitar su coordinación. 2. Medición de la conductividad en nitrometano 3. Potenciales redox varian en diferentes solventes 4. Reacciones en estado sólido 5. Estudios en fase gaseosa (difracción de electrones, espectroscopía de microondas): no hay interacciones intermoleculares

29


1.1 Historia …….. fin


Desarrollo de aplicaciones

1. Catálisis, p.e. hidrogenación u activación del enlace C-H

2. Activación de O2 y N2 (fijación de nitrógeno)

3. Química bioinorgánica, p.e. complejos con Fe, Mg, Cu,

Zn, Co, Mo, Mn, etc.

4. Medicina, p.e. quimioterapia con complejos de Pt

5. Colorantes, p.e. Ftalocianaminas

6. Nuevos Materiales, p.e. con propiedades magnéticas,

electrónicas, ópticas no lineales, super-conductivas, etc.

30

31

UNIDAD I


1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE COORDINACIÓN1.2 Visión actual de los compuestos de coordinación

•Los compuestos de coordinación son importantes en las siguientes áreas de estudio:

– Medicina: como fármacos antícancerosos, el agente quelante EDTA4- se emplea en el envenenamiento con plomo Pb2+ , mercurio Hg2+ , y cadmio Cd2+ , el EDTA4- se enlaza con los metales y luego es excretado por los riñones como[Pb(EDTA)]2– .

UNIDAD I




– Química: como agentes complejantes en la determinación de metales.

32

El ácido Etilendiaminotetracético (H4Y), (EDTA), constituye el ejemplo mas relevante por su amplia utilidad en análisis químico y en el tratamiento de suelos, como agente enmascarante, preparación de abonos (quelatos). Pertenece a la familia de los ácidos poliaminocarboxílicos (complexonas)

UNIDAD I




– Metalurgia: La extracción de plata y oro mediante la formación de complejos de cianuro.

4 Au + 8 KCN + O2 + 2 H2O => 4 AuK(CN)2 + 4 KOH

33

UNIDAD I



•Los compuestos de coordinación en sistemas vivos:

a) La hemoglobina es la proteína más estudiada de todas por su función primordial como acarreadora de oxígeno para los procesos metabólicos de los seres humanos.

La molécula de la porfirina es una parte importante de la estructura de la hemoglobina. Al coordinarse con un metal, se desplazan los iones H+ que están unidos a dos de los cuatro átomos de nitrógeno de la porfirina.

34

UNIDAD I



•Los compuestos de coordinación en sistemas vivos:

b) La clorofila, es esencial para la fotosíntesis en las plantas, también contiene el anillo de porfirina, pero en este caso el ión metálico es el Mg2+ en lugar de Fe2+ .

35

UNIDAD I



36

Los complejos se usan con distintas finalidades:• Para enmascarar interferencias (constantes elevadas

de formación)• En gravimetrías ( DGM-Ni)

• En separaciones extractivas

• En volumetrías ( complejometrías, quelatometrías)• En determinaciones espectrofotométricas (formación

de complejos coloreados)• En general se usan profusamente para generar

especies medibles o indicadoras o bien para evitar interferencias.

UNIDAD I


2.Estructura de los compuestos de coordinación2.1 Conceptos y definiciones

Complejos de coordinación, átomo central y ligante:

Un complejo es una especie formada por un átomo o un ion central

(metal) y varios ligantes que tienen existencia química significativa

y que se forma a través de una reacción química que puede ocurrir

en condiciones de trabajo de laboratorio. Es condición

indispensable que el ligante sea una base de Lewis que tenga un

par disponible de electrones).

37

UNIDAD IINTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE

COORDINACIÓN2. Estructura de los compuestos de coordinación

2.1 Conceptos y definiciones

Los metales de transición actuan como ácidos de Lewis. Fe3+(ac) + 6CN-(ac) → Fe(CN)6

3-(ac)

Ni2+(ac) + 6NH3(ac) → Ni(NH3)62+(ac)

Los Los ComplejosComplejos contienen unidos al átomo central uno ó más contienen unidos al átomo central uno ó más moléculas o anionesmoléculas o aniones

Ácido de Lewis Ácido de Lewis = metal = centro de coordinación= metal = centro de coordinación

baseLewisbaseLewis = ligand = molecules/iones enlazados covalentemente al = ligand = molecules/iones enlazados covalentemente al metal en el complejometal en el complejo

Ácido de Lewis

Base Lewis Ión Complejo

Ácido de Lewis

Base Lewis Ión Complejo

38

UNIDAD I INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE



Número de Coordinación:Número de Coordinación: Depende del número de orbitales libres que tenga el átomo central metálico y coincide con el número de enlaces coordinados que es capaz de fijar el ligando. Pero no necesariamente coincide con el número de ligantes.

Pt(NH3)2Cl2 39



2.1 Conceptos y definicionesFormula Molecular

Base de Lewis/ ligando

Ácido de Lewis

Átomo donadorNúmero de coordinación

[Ag(NH3)2]+ NH3 Ag+ N 2

[Zn(CN)4]2- CN- Zn2+ C 4

[Ni(CN)4]2- CN- Ni2+ C 4

[PtCl6]2- Cl- Pt4+ Cl 6

[Ni(NH3)6]2+ NH3 Ni2+ N 6

NúmeroNúmero de coordinación

40




Pt(NH3)2Cl2

NÚMEROS DE COORDINACIÓNNúmeros de Coordinación más comunes: 4, 6 y 8

Configuración del centro metálico (dn)

Estado de oxidación del centro metálico Factores

Tamaño del centro metálico

Tamaño de los ligantes (efecto estérico de los ligantes)

41

UNIDAD I INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN


La energía de ionización varía de manera inversa al tamaño de la especie

42



NÚMERO DE COORDINACIÓN Y GEOMETRÍA DE LOS COMPLEJOS

La esfera de coordinación primaria en un complejo está formada por los ligandos que se

encuentran directamente unidos al centro metálico. El número de ligandos de la esfera de

coordinación primaria se conoce como número de coordinación . FACTORES QUE FAVORECEN LA COORDINACIÓN BAJA (HASTA 6 LIGANDOS)

1. Cationes pequeños (primera serie de transición).

2. Ligandos grandes y voluminosos (Interacciones estericas entre los ligandos).

3. Las interacciones electronicas (densidad de carga eléctrica transaferida desde los ligandos al metal)

4. Ligandos y metales clasificados como blandos (según TABDB)

5. Contraiones (aniones de la esfera externa de baja capacidad coordinante) 43



FACTORES QUE FAVORECEN LA COORDINACIÓN ALTOS

1. Cationes grandes (segunda y tercera serie de transición, lantánidos y actínidos).

2. Poco impedimento estérico de los ligandos.

3. Ligandos y metales duros

44



Clasificación de algunos metales y ligantes en terminos de su comportamiento duro (clase “a”) o blando (clase “b”)

45



Geometrías Comunes de los Complejos

Número de Coordinación Geometría

2

LinealExample: [Ag(NH3)2]+

46





4 tetraédrico(más común)

Cuadrado plano

(Característica de los iones metálicos con 8 d e-’s)

Ejemplos: [Zn(NH3)4]2+ , [FeCl4]-

Ejemplo: [Ni(CN)4]2-

47

UNIDAD IINTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN




6Octaédrico

Examples: [Co(CN)6]3- , [Fe(en)3]3+

48



Resumen de las Geometrías más comunes de los Complejos

49



Los complejos más conocidos de bajo número de coordinación son complejos de geometría lineal formados por los iones de los grupos 11 y 12, Cu(I), Ag(I) y Hg(II).

Complejos lineales (N.C. = 2)

50



Cuando el átomo o ion central es pequeño y los ligandos son voluminosos, la geometría tetraédrica es la más favorecida. Los óxidos de los metales de la parte izquierda del bloque d, o los haluros de los metales de la parte derecha de la serie 3d son generalmente tetraédricos.

51



Los complejos de número de coordinación cuatro y geometría plano-cuadrada estan formados por iones de configuración d8 (Pd(II), Pt(II), Rh(I), Ir(I), Au(III))

52



El número de coordinación 6 es el más común para las configuraciones electrónicas desde d0 hasta d9. Por ejemplo, los complejos de los iones M3+ de la serie 3d son generalmente octaédricos: [Sc(OH)2]3+ (d0), [Cr(NH3)6]3+ (d3), [Mo(CO)6] (d6), [Fe(CN)6]3- y [RhCl6]3- (d6).

La gran mayoría de los complejos de número de coordinación seis son octaédricos. Sin embargo, sus geometrías no suelen ser octaedros perfectos (seis distancias M-L iguales y todos los ángulos de 90º) sino que sufren distorsiones.

53



Esféra de coordinación

Los ligandos unidos al átomo central (metal) forman la primera esféra de coordinación del complejo. El conjunto puede ser neutro, catiónico ó aniónico y en caso de presentarse junto a un contraión formarian la segunda esfera de coordinación.

cis-[Co(en)2Cl2]+ Cl-

+

Cl-

54



Carga del compuesto de coordinación

La carga del compuesto de coordinación se determinará por el balance o suma de las cargas positivas o negativas con respecto al átomo central y los ligantes alrededor .

cis-[Co(en)2Cl2]+ Cl-

+

Cl-

Especie química

Estructura Carga

Ligante 2 2 x (0) = 0

Ligante 2 Cl- 2 x (-1)= -2

átomo central Co 1 x ( ) =

Complejo

+1

NH2

NH2

55



Carga del compuesto de coordinaciónEspecie química

Estructura Carga

Ligante 6 CN- 6 x (-1)= -6

átomo central Fe 1 x ( ) =

Complejo

[Fe(CN)6]3- -3

[Fe(CN)6]3-

[Co(NH3)6]Cl2

Especie química

Estructura Carga

Ligante 6 NH36 x (0)= 0

átomo central Co 1 x ( ) =

Contra ión

2 Cl- 2 x (-1)= -2

Complejo

[Co(NH3)6]Cl

2

056

Tabla Periodica

Elementos de transición del bloque f

Elementos de transición del bloque d


2.Estructura de los compuestos de coordinación2.2 Elementos de la tabla periodica que forman compuestos de

coordinación

57

Configuración Electrónica

Sc 21 [Ar]3d14s2

Ti 22 [Ar]3d24s2

V 23 [Ar]3d34s2

Cr 24 [Ar]3d54s1

Mn 25 [Ar]3d54s2

Elemento Configuración

[Ar] = 1s22s22p63s23p6



coordinación

58

Configuración Electrónica

Elemento Configuración

Fe 26 [Ar] 3d64s2

Co27 [Ar] 3d74s2

Ni 28 [Ar] 3d84s2

Cu29 [Ar]3d10 4s1

Zn30 [Ar]3d10 4s2

[Ar] = 1s22s22p63s23p6



coordinación

59

Estados de Oxidación de los elementos de transición

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

+1

+2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2

+3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3

+4 +4 +4 +4 +4

+5 +5 +5 +5

+6 +6 +6

+7



coordinación

60

• Configuración electrónica de Fe2+

Fe – 2e- → Fe2+

[Ar]3d64s2 [Ar]3d6

Los primeros ns e-’s de valencia son removidos.

Configuración Electrónica de los iones de metales de transición



coordinación

61

• Configuración electrónica de Fe3+

Fe – 3e- → Fe3+

[Ar]3d64s2 [Ar]3d5

Los primeros ns e-’s de valencia son removidos,

n-1 e´s d




coordinación

62

• Configuración electrónica de Co3+

Co – 3e- → Co3+

[Ar]3d74s2 [Ar]3d6


n-1 e´s d




coordinación

63

• Configuración electrónica de Mn4+

Mn – 4e- → Mn4+

[Ar]3d54s2 [Ar]3d3


n - 2 e´s d




coordinación

64

Los Ligantes son especies químicas que actúan como sustituyentes en un compuesto de coordinación.

Pueden ser átomos, iones o moléculas:Átomos Generalmente de los elementos no metálicos de la tabla periódica (bloque p)-Es muy común en química de coordinación que se trabajen como especies iónicas: F-, Cl-, Br-, I-, O2- , S2- , Te2- , N3- , P3- , H

Moléculas-neutras, aniónicas o catiónicas.

NeutrosH2O, ROH, NH3, NH2R, NHR2, NR3, PH3, PF3, PR3, P(OR)3, N2, CO,

AniónicosHO-, RO-, NO3

-, ONO- (O2N-), NCO- (OCN-), NCS- (SCN-), RCO-, CN-


2.Estructura de los compuestos de coordinación2.3. Clasificación de los ligandos

N O

Py thf

65

Por ejemplo:• monodentado y ambidentado = 1• bidentado = 2• tetradentado = 4• hexadentado = 6• polidentado = 2 o más átomos donadores

Los ligandos se clasifican de acuerdo al número de átomos donadores de electrones



Agentes quelantes

Los ligantes que se unen al metal mediante un solo sitio se llaman monodentados y los que se unen por más de un sitio a la vez reciben el nombre de polidentados. Los complejos formados por un ión metálico y ligantes polidentados reciben el nombre de quelatos.

66



Monodentados:

Ejemplos:

H2O, CN-, NH3, NO2-, SCN-, OH-, X- (halides), CO, O2-

Ejemplos de Complejos[Co(NH3)6]3+

[Fe(SCN)6]3-

C oN H3

N H3

N H3

N H3

H 3 N

H 3 N

67



Ambidentados:

Ejemplos

ONO- (O2N-), NCO- (OCN-), NCS- (SCN-)

Ejemplos de Complejos

a) [Co(NH3)5(NO2)]2+

b) [Co(NH3)5(ONO)]2+

68



Bidentados neutros:

Abreviación

Nombre Estructura

en Etilenodiamina

Hacac Acetilacetona

H2dmg Dimetilglioxima

bip 2,2’-bipiridina

O-fen 1,10-fenantrolina

69



Bidentados aniónicos:

Abreviación

Nombre Estructura

Acac Acetilacetonato

Dmg Dimetilglioximato

Ox Oxalato

Gly Glicinato

Carbonato

O

-O O

-

70



Bidentados:

Examples Ión oxalato = C2O4

2- Etilendiamina (en) = NH2CH2CH2NH2

orto-fenantrolina (o-fen)

Ión oxalato

Etilendiamina (en)

CC

O

O O

O 2-

CH2H2N

CH2

NH2

NCH

CH

CH

CHCHCH

HC

HCN

CC

C

C

orto-fenantrolina

* *

* *

**

71



Bidentados:

Ejemplos de complejos[Co(en)3]3+

H C

N

72



Bidentados:

Ejemplos de Complejos[Cr(C2O4)3]3-

[Fe(NH3)4(o-fen)]3+

M

CO

73



Bidentados:

Ejemplos de Complejos

8-hidroxiquinoleina

Dimetilglioxima

Complejo con Ni(II)

74



Polidentados

Tetradentado Porfirina

Ejemplos de Complejos[Fe(Por)]+2

N

NH NH

N

N

N N

N

Fe2+

75



Polidentados

Hexadentado etilendiaminotetraacético (EDTA)

Ejemplos de Complejos[Fe(EDTA)]-1 [Co(EDTA)]-1

76



Polidentados

Hexadentado etilendiaminotetraacético (EDTA)

Ejemplos de Complejos[Co(EDTA)]-1

77


3. Nomenclatura IUPAC para los compuestos de coordinación3.1. Reglas para generar la estructura

1. Se escribe el átomo central. 2. A él le siguen los ligandos aniónicos, en caso de haber

más de uno, se colocan en orden alfabético de acuerdo al nombre del átomo directamente unido al metal

3. Luego siguen los ligandos neutros con la misma regla de los ligandos aniónicos.

4. Si dos ligandos comienzan con el mismo símbolo, se tendrá en cuenta el número de estos elementos que hay en la formula en orden creciente. Si el número es igual en ambos ligandos, se tendrá en consideración el segundo elemento de su fórmula.

5. Los ligandos polidentados se incluyen dentro del tipo de ligando (anión o neutro) en el orden alfabético del primer símbolo correspondiente a su fórmula global.

78



6. La entidad de coordinación se cierra con corchetes.

7. Cuando los ligandos son poliatómicos sus fórmulas se encierran entre paréntesis, al igual que las abreviaturas de ligandos que las requieran. Alguna abreviaturas son: (en) – etilendiamina, (ox) – oxalato, (py) – piridina, (EDTA) – ácidoetilendiaminotetraacético, (acac) – acetilacetonato, (dmso) – dimetilsulfóxido, entre otros.

8. Se específica como subíndice a la derecha del símbolo o paréntesis, el número de ligandos de cada tipo.

79



[ Al (OH) (NH3) (H2O)4]2+

EJEMPLOS DE ESTRUCTRAS

Na[PtBrCl(NH3)(NO2)]

[Co(en)2(NH3)2]Cl3

Átomo central Ligando aniónico Ligando neutro

80


3. Nomenclatura IUPAC para los compuestos de coordinación3.1. Reglas para generar el nombre

1. Los ligandos se nombran en orden alfabético de sus nombres sin tener en cuenta su carga, antes de nombrar al átomo central.

2. Los ligandos neutros y catiónicos generalmente no cambia su nombre, aunque algunos como el agua y el amoníaco cambian a acuo y amino respectivamente

3. Para nombrar el número de ligandos se emplean dos tipos de prefijos: los simples di-, tri-, tetra-, etc que son comúnmente empleados y otros que se usan cuando se trata de ligandos con cierta complejidad estructural o cuando pueden surgir confusiones en relación con el verdadero ligando, se debe decir bis(metilamina) y no dimetilamina, ya que la dimetilamina es otro ligando diferentes. Cuando se utilizan los prefijos complejos se debe encerrar entre paréntesis el nombre del ligando..

81



4. En el caso de ligandos ambidentados, luego de escribir el nombre del ligando, se menciona el símbolo del átomo por lo que se encuentra enlazado. Así, puede ser nitrito –N, ó nitrito –O, en dependencia de si el ion nitrito está enlazado por el nitrógeno o el oxígeno respectivamente.

5. Cuando el complejo es catiónico o neutro, el nombre del átomo central no cambia, pero cuando es aniónico al nombre del metal se le adiciona la terminación –ato. En algunos casos, se adopta el nombre latino del metal para evitar cacofonías. Ejemplo: Fe – ferrato, Au –Aurato, Cu –Cuprato, Ag .Argentato.

6. Aunque existen varias formas de nombrar un complejo como un todo, adoptaremos la que indica el número de oxidación del átomo central con cifras romanas y entre paréntesis.

82



Nota 1. Sistema Ewens-Bassett El sistema Ewens-Basset forma también parte del sistema binario de nomenclatura. Se nombra la parte electronegativa seguida de la parte electropositiva. Si las partes, electropositiva o electronehgativa, poseen valencias variables, éstas se escriben en número arábicos delante de sus nombres.

Ejemplos:Fe2(SO4)3 sulfato de hierro(3+)K2HPO4 hidrógenofosfato(2-) de potasioUO2SO4 sulfato de uranil(2+)Hg2Cl2 cloruro de dimercurio(2+)CrCl3 cloruro de cromo(3+)K4[Fe(CN)6] hexacianoferrato(4-) de potasioNa2[PdCl4] tetracloropaladato(2-) de sodio 83

http://lenguajequimico.blogspot.com/2008/05/sistema-ewens-bassett.html



Nota 2. Sistema Stock Al igual que los sistemas de las proporciones estequiométricas y sistema Ewens-Bassett, el sistema Stock forma también parte del sistema binario de nomenclatura. El sistema Stock es similar al sistema Ewens-Basset, pero se usan números romanos para indicar la valencia de la parte electropositiva o electronegativa con valencia variable.

Ejemplos:

N2O óxido de nitrógeno(I) SF6 fluoruro de azufre(VI) [Co(NH3)6]Cl3 cloruro de hexaaminocobalto(III) Cr2O3 óxido de cromo(III) Cl2O3 óxido de cloro (III) PCl5 cloruro de fósforo(V)

84

http://lenguajequimico.blogspot.com/2008/05/sistema-stock.html



[Al(OH)(NH3)(H2O)4]2+

Ion tetraacuoaminohidroxoaluminio (III)

Na[PtBrCl(NH3)(NO2)]

Aminobromocloronitrito-N-platinato (II) de sodio

[Co(en)2(NH3)2]Cl3Cloruro de diaminobis(etilenodiamina)cobalto (III)

85



[Átomo central (orden alfabético) Ligandos aniónicos (orden alfabético) Ligandos neutros (orden alfabético)]

[Fe (CN)6]3- Hexacianoferrato (III) o hexacianoferrato (3-)

[Co (NH3) 6]3+ Hexaaminocobalto (III) o hexaaminocobalto (3+)

[Ni Cl2 (H2O) 4] Tetraacuodicloroniquel (II)

Stock Evans-Basset

86


COORDINACIÓN4. Isomería de los compuestos de coordinación

Isómeros estructurales y estereoisomeros.

87

La isomería entre los compuestos de coordinación se pueden

agrupar en dos amplias categorías:

Los isómeros estructurales: que se diferencian en la estructura

básica o tipo de enlace (qué ligandos se unen al metal central y

a través de qué átomos).

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 metal central.



Isómeros estructurales y estereoisomeros

88

ISOMERÍA ESTRUCTURAL:

DE ENLACEDE IONIZACIÓNDE COORDINACIÓNDE HIDRATACIÓN

ESTEREOISOMEROS:

ISOMERÍA GEOMÉTRICAISOMERÍA OPTICA



89



4.1. Isómeros estructurales: enlace.

90



4.1. Isómeros estructurales: de ionización.

91




92

Ejemplo:

[Co(NH3)5Cl]Br vs. [Co(NH3)5Br]Cl

Identifica el error que hay en la estructura de estos complejos

Respuesta:

[CoCl (NH3)5]Br vs. [CoBr(NH3)5]Cl

¿Cuál es el número de oxidación del átomo central?

Respuesta: 2+




93

Considerar la ionización en agua:

[CoCl (NH3)5]Br → [CoCl (NH3)5]+ + Br-

[CoBr(NH3)5]Cl → [CoBr (NH3)5]+ + Cl-




94

Considerar la precipitación

[CoCl (NH3)5]Br(ac) + AgNO3(ac) → [CoCl (NH3)5]NO3(ac) + AgBr(s)

[CoBr (NH3)5]Cl(ac) + AgNO3(ac) → [CoBr(NH3)5]NO3(ac) + AgCl(ac)


COORDINACIÓN4. Isomería de los compuestos de coordinación4.1. Isómeros estructurales: de coordinación.

95

[Co(NH3)6][Cr(CN)6] [Cr(NH3)6][Co(CN)6]

Los isómeros de Esfera de Coordination difieren en el tipo de ligandos que se encuentran unidos al metal dentro del complejo.

Identifica cual es la diferencia entre estos conjuntos de Isómeros de Esfera de Coordination y da una explicación del porque la parte del complejo que contiene a los ligandos cianos van siempre del lado derecho.



4.1. Isómeros estructurales: de Hidratación.

96

[CrCl2(H2O)4]Cl.2H2O verde brillante [CrCl(H2O)5]Cl2.H2O gris-verdoso [Cr(H2O)6]Cl3 violeta



4.2. Estereoisomeros. Los estereoisomeros son isomeros que tienen los mismos

enlaces pero diferente conectividad y arreglo espacial.

97

Isomero cis Isomero trans Pt(NH3)2Cl2



4.2. Estereoisomeros: Isomería geometríca

Los isomeros geométricos tienen diferentes propiedades químicas y físicas, por ejemplo: diferente color, solubilidad, punto de ebullición, polaridad, reactividad, etc.

98

Isomero cis Isomero trans PtCl2 (NH3)2




Los isomeros geométricos también se pueden diferenciar según ell grado de angulación que presentan los ligandos dentro del complejo

99

PtCl2 (NH3)2




100

Isomero cis Isomero trans

[CoCl2 (H2O)4]+




101

Isomero fac Isomero mer

[CoCl3 (NH3)3]+

H3N

CoH3N Cl

Cl

Cl

NH3

Cl

CoH3N Cl

Cl

NH3

NH3



4.2. Estereoisomeros: Isomería óptica

102

• Isomeros ópticos

– Son isomeros con imagenes especulares no superponibles.

• Son moleculas quirales• Se conocen como enantiomeros

– Una sustancia es “Quiral” si ésta, no tiene “plano de simetría”




103




104

Plan

o e sp

ecular

cis-[CoCl2 (en)2]+

Ejemplo 1

Imagen Original Imagen Especular




105cis-[CoCl2 (en)2]+

Ejemplo 1

180 °

Rotar la imagen especular 180°

Imagen Especular




106cis-[CoCl2 (en)2]+

Ejemplo 1No es superponible con la imagen original

Imagen Especular Imagen Original




107trans-[CoCl2 (en)2]+

Ejemplo 2

Imagen Original Imagen Especular

Plan

o e sp

ecular





Ejemplo 2

Imagen Especular Imagen Especular

Rotar la imagen especular 180°

180 °





Ejemplo 2

Imagen Especular Imagen Original

Son superponibles, por lo tanto no son enantiómeros




110[CoCl2 (en)2]+

Ejemplo 1 y 2

Relacione el tipo de isomería que presenta el compuesto de coordinación en cuestión:

a)e b) ______________________.a) e c) ______________________.b) e c) ______________________.




111

Propiedades Opticas de los Isomeros

• Enantiómeros – Poseen varias propiedades identicas.

• solubilidad, punto de ebullición, punto de fusión, color, reactividad química (no reaccionan con reactivos aquirales)

– Difieren con:• La interacción del plano de Luz

Polarizada.




112

Fuente de luz Luz no-

polarizada

Filtro polarizador

Plano de luz polarizada

(varios planos de vibraciones) (vibración en un solo plano)




113

Disolución con una muestra opticamente activa

Luz polarizada rotada

Filtro polarizador Plano de

luz polarizada

Dextrorotatorio (d) = rotación a la derecha

Levorotatorio (l) = rotación a la izq.

Mezcla racemica = igual cantidad de dos; no hay rotación




114

Enantiomers Reactividad química (con reactivos quirales)

Ejemplo:

d-C4H4O62- (ac) + d,l-[Co(en)3]Cl3(ac) →

d-[Co(en)3](d-C4H4O62- )Cl(s) + l-[Co(en)3]Cl3(ac) + 2Cl-(ac)




115

Enantiomers Reactividad química (con reactivos quirales)

Ejemplo:

d-C4H4O62- (ac) + d,l-[Co(en)3]Cl3(ac) →

d-[Co(en)3](d-C4H4O62- )Cl(s) + l-[Co(en)3]Cl3(ac) + 2Cl-(ac)


COORDINACIÓN5. Simetría

5.1 Elementos y operaciones de simetría.

116




117

Simetría yVida…




118

Simetría yVida…




119

Simetría yVida…




120

Simetría yVida…




121

• • Elementos de simetríaElementos de simetría

••Operaciones de simetríaOperaciones de simetría

ConceptoConcepto

Se dice que un objeto es simétrico cuando posee al Se dice que un objeto es simétrico cuando posee al menos dos orientaciones indistinguibles. Al menos dos orientaciones indistinguibles. Al intercambiarlas no se genera un cambio con respecto a intercambiarlas no se genera un cambio con respecto a la orientación original. Para intercambiarlas el objeto se la orientación original. Para intercambiarlas el objeto se puede rotar, reflejar o invertir.puede rotar, reflejar o invertir.




122

En la simetría puntual, las partes indistinguibles se obtienen al realizar un conjunto de operaciones de simetría sobre una molécula en particular.

Se obtiene así una clasificación de las moléculas en términos de sus grupos

puntuales.

Definiciones:

Elemento de simetría.

Una línea, un punto o un plano respecto al cual pueden llevarsea cabo una o más operaciones de simetría.




123

Operación de simetría:Operación de simetría:

Movimiento de una molécula u objeto en relación con cierto elemento de simetría de forma que cada átomo en la molécula, antes de que se realice la operación, coincida con un átomo (o punto del objeto) equivalente (o el mismo) después de la operación.




124

1. Reflexión:1. Reflexión: sobre un plano de simetría σ.

2. Rotación propia2. Rotación propia: al rededor de un eje Cn

3. Inversión3. Inversión: a través de un centro de simetría i

4. Rotación impropia4. Rotación impropia: rotación alrededor de un eje de simetría y reflexión sobre el plano perpendicular al eje Cn

Identidad:Identidad: no se realiza ningún cambio en la molécula. Se produce una orientación idéntica.

Operación de simetría:Operación de simetría:




125

Elemento Operación Símbolo

1.Plano de simetría (plano)

Reflexión através de un plano σ

2. Rotación propia (línea)

Rotación sobre un eje a 360/n grados Cn

3. Centro de inversión (punto)

Inversión: de cada punto x,y,z se trasladan a -x,-y,-z

i

4. Rotación impropia (línea y plano)

1. rotación por 360/n grados2. refleción atraves de un plano perpendicular y

rotación axial

Sn




126

1. Planos de simetría. Reflexiones.

O

HH

. .. . .. ..H H

O

σv

σv'

Los dos planos de simetría anteriores contienen al eje C2.

Existen también planos de simetría diedrales (σ d) que están entre los ejes y que contienen el eje de orden máximo. Finalmente el plano horizontal (σ h) esta perpendicular al eje de orden máximo.

Ejemplo:

XeF F

FF F F

FFXe

σd

XeF F

FFσh σv




127

1. Planos de simetría. Reflexiones.

Ejemplo:

Una segunda reflexión en el plano simplemente devuelve cada uno de los puntos a su posición original. En otras palabras:

σ 2 = E




128

2. Rotación propia:2. Rotación propia:

Rotación simple alrededor de un eje que pase por la Rotación simple alrededor de un eje que pase por la molécula, con un ángulo 2π/n (360°/n). Donde n es el número molécula, con un ángulo 2π/n (360°/n). Donde n es el número de veces que hay que rotar la molécula para volver a la de veces que hay que rotar la molécula para volver a la posición original.posición original.

Se denomina CnSe denomina Cn

Identidad:Identidad:

La operación CLa operación C11, consiste en una rotación de 360°, lo que , consiste en una rotación de 360°, lo que

implica el objeto no ha intercambiado su posición, a esta implica el objeto no ha intercambiado su posición, a esta operación se le denomina la identidad. Se denomina operación se le denomina la identidad. Se denomina identidad y utiliza el símbolo E. Cuando se ejecuta n veces identidad y utiliza el símbolo E. Cuando se ejecuta n veces una operación Cn se obtiene la identidad.una operación Cn se obtiene la identidad.




129

2. Rotación: CCnn, si la rotación de una molecula es 360° /n y da como , si la rotación de una molecula es 360° /n y da como resultado una configuración indistinguible.resultado una configuración indistinguible.

CC22 = 180° rotación = 180° rotaciónCC33 = 120° rotación = 120° rotación CC44 = 90° rotación = 90° rotaciónCC55 = 72° rotación = 72° rotaciónCC66 = 60° rotación = 60° rotación

La molecula de HLa molecula de H22O posee el elemento de simetria CO posee el elemento de simetria C22




130

BF3 posee un eje de simetría de rotación C3




131XeF4 es cuadrado plano.




132

3. Centros de simetría. Inversión.

C C

H

Cl

Br

Br

Cl

H

ino posee ni eje ni plano de simetría

Se cumple que i2 = E




133

3. Centros de simetría. Inversión.

Existe una operación que combina la rotación y la reflexión en una sola.Se trata de la operación inversión y el elemento de simetría asociado es un punto llamado centro de inversión i.

H H

H

H

H

H

i Pt

Cl

Cl

NH3

H3N

i




134

4. Rotación impropia (rotación –reflexión):4. Rotación impropia (rotación –reflexión):

Una rotación impropia consiste de una rotación alrededor Una rotación impropia consiste de una rotación alrededor de un eje de un eje CnCn seguida por una reflexión en un seguida por una reflexión en un plano plano σσ perpendicular a Cnperpendicular a Cn. Ambos la operación y el elemento de . Ambos la operación y el elemento de simetría se representar por simetría se representar por SnSn..




135

Ejemplos de Rotación impropia: S4




136

BF

F

F

S3

σh

I

F F

F

F

F

F

F

S5

σh

C

C

HH

H

HH

H

S6

es decir C

H

H

H

HH

H





137


Feσh

S10

es decir Fe



5.2. Grupos puntuales y clasificación de las moléculas por su simetría.

138

5.- Efectos de la realización de operaciones consecutivas.

NH1

H2

H3

C3

σv(1)

σv(3)

σv(2)

giro 120º

H3

H2

H1

N

σv(1)

NH1

H2

H3

σv(2)




139


Lo anterior puede expresarse como:

Es decir, la realización de dos o más operaciones de simetría se representa algebraicamente como una multiplicación.




140


PF1 F3

F2

F4

F5

C3

C2'(3)C2'(1)

C2'(2)

ejes



5.2. Clasificación de las moléculas por su simetría y grupos puntuales.

141


F5

F4

F2

F3F1 P

σv(2)

PF1 F3

F4

F5

F2

σv(1)

F2F5

F4

F1 PF3

σv(3)

planos




142


Algunas combinaciones de operaciones son:




143

Operaciones de simetría como elementos de un grupo.

Primero es necesario definir un grupo como una colección de elementos que poseen ciertas propiedades en común.

La colección de operaciones de simetría vistas para cualquier molécula constituye un grupo. Estas operaciones cumplen con las cuatro características que definen un grupo:

Donde X es el inverso de A. X = A-1




144

(Se usa la notación de Schoenflies para designar un grupo puntual).

Grupos infinitos.

♣.- Tienen un número infinito de elementos. Corresponden a las moléculas lineales con o sin centro de simetría.

H C N

oo σv

C oo

Grupo C∞v . Notar que no tiene centro de simetría.




145

Clasificación sistemática de moléculas en grupos puntuales.

O C O

σvoo

σv

i

ooC

oo C2

Grupo D∞h . Notar que tiene centro de simetría.




146


Grupos especiales.

♣.- Son los grupos puntuales cúbicos: tetraedro, octaedro e icosaedro.

1.- Tetraedro:

C

H

HH

H

C3

4 ejes C3




147


3 ejes C2C2

C2

C2 S4

S4

S4 3 ejes S4




148


σdσd6

Grupo Td. Contiene 17 operaciones de simetría (contando E).




149


2.- Octaedro:

C3

4 ejes C3 3 ejes C2

C2

2 ejes C2

C2

C2




150


C4

C4

C4

3 ejes C4 3 ejes C2 (C42)

C2

C2

C2

i

centro de inversión




151


S4

S4

S4

3 ejes S44 ejes S6

S6

3 planos σ




152


2 planos σd 4 planos σd

Grupo Oh. Contiene 33 operaciones de simetría (contando E).




153


3.- Icosaedro:

Grupo Ih. Contiene 120 operaciones de simetría (contando E).

Ejemplo de este grupo: [B12 H12 ]2-




154


Otros grupos.

♣.- La molécula de mínima simetría posee únicamente la operación identidad que puede considerarse también como una rotación de 360º es decir C1.

C

FCl

H

Br

Grupo C1.




155


♣.- Si la molécula posee un eje Cn además de la identidad pertenece al grupo puntual Cn.

Ejemplo: H2O2

OO

H

H111.5º

94.8º

C2

Grupo C2.




156


♣.- Existen dos grupos que poseen un solo elemento de simetría además de la identidad. Si el elemento adicional es un plano de simetría el grupo es Cs, si es un centro de simetría el grupo es Ci.

Ejemplos:

S

Br F

O O

σ

C C

Br

Br

H H

Cl

Cl

i

grupo Cs grupo Ci




157


♣.- Si añadimos al eje Cn un plano vertical de simetría obtenemos el grupo Cnv .

Ejemplos:C2

....H H

O

σv σv(2)

σv(3)

σv(1)

C3

H3

H2H1

N

grupo C2v

grupo C3v




158


Ejemplos:

♣.- Si en lugar de añadir un plano vertical se añade un plano horizontal se obtiene el grupo Cnh .

N N

F

F

σh

C2

BHO

HOOH

σh

C3

grupo C2h grupo C3h




159


Ejemplos:

♣.- Otro tipo de adición a un sistema Cn es un eje S2n coincidente con el eje Cn, lo que da origen al grupo puntual S2n .

(PNCl2)4

PN

Cl

NP

P

N

N

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

ClCl

N N

P P

N

P

N

P

(-)

(+)

(+)

(-)

(-)

(+)

(+)

(-)

es decireje S4

grupo S4




160


Ejemplos:

♣.- La adición de un eje de orden n que forme ángulo recto con el eje Cn de un sistema Cn conduce al grupo puntual Dn.

C C

H H

H

H

H

H

conformación gauche

C3

C2

grupo D3




161


Ejemplos:

♣.- Si al grupo Dn se añaden planos que contengan al eje Cn (eje de mayor orden) y dividen en ángulos iguales a los ángulos existentes entre los C2’ (planos diedrales) el grupo obtenido es Dnd .

H

H

H

H

H

H

CC C3

σd

σd

σd

C

HH

H

HH

H

C2'

C2'

C2'

CH3-CH3 intercalado. Grupo D3d




162


Ejemplos:

♣.- Los últimos de los grupos que pueden encajarse en este esquema son los formados por la adición de un plano horizontal a los elementos del grupo Dn , dando los grupos Dnh .

C CH H

HH

σh

C2

C2'

grupo D2h




163


Ejemplos:

C OO

OC2

C2

C2

C3

σh

grupo D3h




164


C6 y C2''

C2'

C2

C2'

σh

grupo D6h




165

Resumen de grupos puntuales




166

Clasificación de un grupo.

El procedimiento para hacerlo es el que esquematizamos a continuación:

1.- Determinar si la molécula es lineal, o si pertenece a un grupo altamente simétrico (Td, Oh, Ih). Si no es así pasar a 2.

2.- Hallar el eje de rotación propia de orden superior (Cn). En ausencia de tal eje buscar (a) un plano de simetría (Cs), (b) un centro de simetría (Ci) o (c) ningún elemento de simetría en absoluto (C1).

3.- Si se encuentra un eje Cn, buscar un conjunto de n ejes C2 perpendiculares al mismo. Si estos se encuentran ver 4 más abajo. Si no existen buscar (a) un plano horizontal (Cnh), (b) n planos verticales (Cnv), (c) un eje S2n coincidente con el Cn (S2n) o (d) ningún plano de simetría ni otros ejes de simetría (Cn).

4.- Si existe un eje Cn y n ejes C2 perpendiculares buscar la presencia de (a) un plano horizontal (Dnh), (b) n planos verticales y ningún plano horizontal (Dnd) o (c) ningún plano de simetría (Dn).

UNIDAD II2.1 TEORÍA DE ENLACE DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

167

Teoría de Enlace Valencia (TEV): Es el enlace entre el ligando y el ión metálico es covalente.

Teoría de Campo Cristal (TCC): Es la unión entre el ligante y el ión metálico es electrostatica (unión iónica).

Teoría de Campo Ligango (TCL): Es el enlace entre el ligando y el ión metálico es parcialmente iónico. Posee algunas características de enlace covalente.

Teoría del Orbital Molecular (TOM): Esta teoría describe enlaces covalentes en enterminos de orbitales moleculares, que son el resultado de la unión orbitales atómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera.


2.1.1 Teoría enlace de valencia.

168

Hace referencia al principio de hibridación para explicar las fuerzas de unión en términos de un enlace de coordinación covalente o electrovalente.

Explica la existencia de electrones en estados de energía alto o complejo de spin alto y otros denominados complejos de spin bajo

Un complejo de spin alto ocurre cuando los electrones del metal están distribuidos en los orbitales disponibles de modo que permanecen sin aparearse tanto como sea posible



169

Postula que los ligandos ceden sus electrones a un grupo de orbitales híbridos d2sp3 o sp3d2 del ion central.

Justifica las características magnéticas.

No explica el color.



170

Formación de un enlace σ a partir de los orbitales híbridos del metal y el ligando


2.1.1. Teoría enlace de valencia.

171


2.1.1. Teoría enlace de valencia.

172



173


2.1.2. Teoría Campo Cristal.

174

• Asume que la unión metal-ligando es puramente iónica.

• Trata a los átomos de ligando y metal como cargas puntuales no polarizables.

• Propone que cuando se acercan los ligandos éstos crean un campo cristalino de repulsión sobre el átomo del metal que produce orbitales d degenerados.

• La magnitud del campo cristalino (10Dq ó ∆ q determina la magnitud de las repulsiones electrostáticas.

• Permite explicar el color de los compuestos de coordinación.

• Permite explicar las propiedades magnéticas entre la interacción del los ligandos con el ión metálico de transición.


2.1.2. Teoría Campo Cristal.

175 Orbitales dOrbitales d


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.1. Magnitud 10 Dq

176

I ó n l i b r et e t r a e d r o

1 0 D q

e g

t 2 gd x yd x zd y z

d x2 - y2

d z2

e s f é r i c a

1 0 D q

e g

t 2 gd x yd x zd y z

d x2 - y2

d z2

o c t a e d r ot e t r a g o n a lc u a d r a d o p l a n o

a 1 g

d x zd y z

d x2 - y2

d z2

d x yb 2 g

d x zd y z

d x2 - y2

d z2

d x yb 2 g

b 1 g

b 1 g

1 0 D q

En

erg

ía

e g

e g

a 1 g


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.1. Magnitud 10 Dq ó ∆ q

177

∆La magnitud ∆ q es

determinada por el ión metálico y el ligando

dz2

dyzdxzdxy

dx2- y 2



178

Conjunto de Orbitales d en un campo octaédrico, producido por seis ligandos.

Los orbitales eg (dz2 , dx2 – y2) son los sombreados y tienen un incremento en su energía potencial y los t2g (dxy, dxz, dyz) son los claros



179

Conjunto de Orbitales d en un campo octaédrico, producido por seis ligandos.

+

-

- -

-

-

-



180



181

Entorno En campo esférico octaédrico

eg

t2g



182

En esta figura se observa a los orbitales d en un ambiente cúbico. Los ligandos círculos obscuros que se acercan en vertices, producen una fuerza de repulsión en el ambiente cubico.



183


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.1. Complejo de spin alto y de spin bajo

184

Para aparear un electrón se requiere energía de apareamiento (P) para vencer la repulsión que existe entre los dos electrones que ocupan el mismo orbital.

P < ∆ Campo fuerte o bajo spin

P > ∆ Campo débil o alto spin



185

Si el valor del desblamiento es menor que la energía de apareamiento, se sigue el Principio de Aufbau, de máximo desapareamiento. El resultado es un complejo de alto spin

P < ∆ Campo fuerte o bajo spin

P > ∆ Campo débil o alto spin

Si el valor del desblamiento es mayor, se ocupan primero los niveles inferiores y luego los superiores. El resultado es un complejo de bajo spin.



186



187



188



189

Espin bajo Espin alto

Complejos octaédricos Complejos tetraédricosNúmero de electrones d

Configuración

Espin bajo Espin alto

Complejos octaédricos Complejos tetraédricosNúmero de electrones d

Configuración



190

ASÍ LOS COMPLEJOS DE BAJO SPIN, SON PARA LOS LIGANDOS QUE OCUPAN LOS ULTIMOS LUGARES DE LA SERIE ESPECTROQUÍMICA (COMO EL CN-, CO etc) CUANOS SE COMBINAN CON METALES DE LA SERIE 3d.

LOS COMPLEJOS DE ALTO SPIN, SON PARA LOS LIGANDOS QUE APARECEN AL COMIENZO DE LA SERIE ESPECTROQUÍMICA ( COMO EL F-, -OH etc) CUANOS SE COMBINAN CON METALES DE LA PRIMERA SERIE DE TRANSICIÓN.

POR OTRA PARTE LOS COMPLEJOS DE LOS METALES DE LAS SERIES 4d y 5d (SEGUNDA Y TERCERA SERIES DE TRANSICIÓN) LOS VALORES DE Do PARA ESTOS METALES SON MAYORES QUE PARA LOS DE LA 1a. SERIE Y EN CONSECUENCIA PRESENTAN CONFIGURACIONES ELECTRONICAS DE BAJO SPÍN. UN EJEMPLO ES [RuCl6]2- , QUE POSEE LA CONFIGURACIÓN t2g4 a pesar de que el Cl- APARECE EN LOS PRIMEROSLUGARES DE SERIE ESPECTROQUIMICA


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.2. Energía de estabilización del campo cristalino para

campos débiles y campos fuertes

191

Verde Violeta Amarillo Amarillo

Efecto del ligando

Verde Violeta Amarillo Amarillo

Efecto del ligando




192

• En una distribución octaédrica de grupos ligantes los conjuntos de orbitales t2g y eg poseen energías diferentes.

• En un sistema otaédrico la energía de los orbitales t2ges 0.4∆0 unidades menor que la de los hipotéticos cinco orbitales ddegenerados que resultan al no tomar en cuenta la separación producida por el campo cristalino.

• Por lo tanto, los orbitales eg están 0.6 unidades de energía por encima de la energía de los hipotéticos orbitales degenerados.

ENERGIA DE ESTABILIZACIÓN DEL CAMPO CRISTAL




193

ENERGIA DE ESTABILIZACIÓN DEL CAMPO CRISTAL

• Por ejemplo, en un complejo octaédrico que contiene un electrón d, el electrón ocuparáel orbitla d de menor energía (0.4∆0), siendo así 0.4∆0 más estable de lo que predice el modelo eslectrostático simple. El valor 0.4∆0 se denomina energía de estabilización del campo cristalino (EECC) del complejo.




194

•Los valores de EEC se asignan fácilmente asignando el valor de 0.4 ∆0a cada electrón situado en el nivel

t2gy un valor de -0.6 ∆0a cada electrón situado en un nivel eg.

• La energía de estabilización de campo cristalino (EECC) para un sistema d5puede ser:

a)3 (0.4 ∆) + 2(-0.6 ∆) = 0

b)5 (0.4 ∆) + 0(-0.6 ∆) = 2.0 ∆




195

• Energías de estabilización del campo cristalino para iones metálicos en complejos octaédricos.




196

Energía de estabilización del campo cristalino

Se asigna un valor de -2/5∆ (estabilización) a cada electrón t2g y una variación de energía de +3/5∆

(desestabilización) a cada electrón eg. La suma de las energías de todos los electrones es la EECC.

En

erg

ía ∆o

eg

t2g -2/5∆

+3/5∆

Energía de estabilización del campo cristalino



En

erg

ía ∆o

eg

t2g -2/5∆

+3/5∆



En

erg

ía ∆o

eg

t2g

En

erg

íaE

ner

gía ∆o

eg

t2g -2/5∆

+3/5∆


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.3. Desdoblamiento del campo cristalino aplicado a compuestos de

geometría octaédrica, tetraédrica y cuadrada plana

197

FACTORES QUE AFECTAN AL DESDOBLAMIENTO

Características de los valores de ∆ o por el ión metálico:

A) El estado de oxidación del metal:∆ o AUMENTA CON EL ESTADO DE OXIDACIÓN DEL IÓN METALICO.

B) La naturaleza del ión metalico: ESTE PUNTO SE REFIERE A LA SERIE DE TRANSICIÓN A LA QUE PERTENECE. ∆ o AUMENTA AL DESCENDER EL GRUPO. ASÍ EL VALOR DE ∆ o ES GRANDE PARA LOS METALES DE LA SEGUNDA Y TERCERA SERIES DE TRANSICIÓN.

LOS VALORES DE ∆ o Y DE P DEPENDEN DEL TIPO DE METAL Y LIGANDO




198


LOS VALORES DE ∆ o Y DE P DEPENDEN DEL TIPO DE METAL Y LIGANDO

c) La siguiente serie espectroquímica para metales refleja la mayor eficacia del enlace metal ligando para las series 4d y 5d en comparación con la primera serie, 3d:

Mn2+ < Ni2+ < Co2+ < Fe 2+ < V2+ < Fe3+ < Co3+ < Mn4+ < Mo3+ < Rh3+ < Ru3+ < Pd4+ < Ir3+ < Pt4+




199

•Densidad de cargaA mayor densidad de carga, mayor separación del campo.

•Disponibilidad de pares libresUn solo par electrónico distorsiona más que dos (un solo par se orienta mejor para formar el enlace).

•Capacidad de formar uniones πA mayor capacidad para formar uniones π , mayor separación.

Propiedades del Ligando


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.3. Desdoblamiento del campo cristalino aplicado a

compuestos de geometría octaédrica, tetraédrica y cuadrada plana

200


GEOMETRÍA DEL COMPLEJO.∆pc>∆o>∆t ∆o ≈ 9/4 ∆t




201


DIFERENCIAS ENTRE EL DESDOBLAMIENTO 10∆ t y 10∆ o

EL PARAMETRO DE DESDOBLAMIENTO DEL CAMPO DE LIGANDOS, 10∆ t, EN UN COMPLEJO TETRAEDRICO, ES MENOR QUE 10∆ o, EN UN COMPLEJO OCTAEDRICO, EN CONSECUENCIA TODOS LOS COMPLEJOS TETRAEDRICOS SON DE CAMPO DÉBIL Y TIENEN CONFIGURACIÓN DE ALTO SPÍN




202

ASASASBS-AS

BSpref

ASpref

ASpref

ASASAS1a.Serie

Oh

2a. y 3a. Serie

-ASBSBS------pc

Al tener un desdoblamiento pequeño, los complejostetraédricos son, preferentemente, de alto spin.Td

Para la segunda y tercera serie de transición todos sonde bajo spin, al aumentar el desdoblamiento.

d10d9d8d7d6d5d4d3d2d1

ASASASBS-AS

BSpref

ASpref

ASpref

ASASAS1a.Serie

Oh

2a. y 3a. Serie

-ASBSBS------pc

Al tener un desdoblamiento pequeño, los complejostetraédricos son, preferentemente, de alto spin.Td

Para la segunda y tercera serie de transición todos sonde bajo spin, al aumentar el desdoblamiento.

d10d9d8d7d6d5d4d3d2d1

CONFIGURACIÓN EN FUNCIÓN DE LA GEOMETRÍA




203

¿cómo saber sí un complejo es de campo fuerte o débil?

• Estado de oxidación del metal central E.Ox altos complejo de campo fuerte

∀• Naturaleza del metal central. 3d complejo campo fuerte o débil 4d y 5d complejo campo fuerte

• Geometría del complejo. Tetraédrica complejos cámpo débil

Cuadrada complejos cámpo fuerte

Octaédrica complejos cámpo débil o fuerte

• Naturaleza de los ligantes. Serie espectroquímica

débil

I-<Br-<S2- <SCN-<Cl-<F-<urea<OH-<ox2- <O2- <H2O<NCS-

<pi<NH3<en<bipi<NO2- <fen<CH3

-<C6H5-<CN-<CO fuerte


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.4. Propiedades de color y magnéticas.

204

• Propiedades de los complejos de metales de transición:– Generalmente tienen color

• Dependende de la interacción ligando(s) y el ión metálico

– Muchos son paramagnéticos • Depende del desapareamiento de los electrones• El grado de paramagnetismo dependende de los

ligandos– [Fe(CN)6]3- tiene 1 electron desapareado

– [FeF6]3- tiene 5 electrones desapareados



205

Los complejos que tienen color:

Absorben longitudes de onda (λ ) de la región visible del espectroelectromagnético comprendido entre (400 –700 nm) y las longitudes de onda que no son absorbidas se transmiten.

Blanco = todos los colores (wavelengths)

400 nm 700 nmEnergía alta lower energy

(Cada λ corresponde a un color diferente)



206

La Absorción de la Radiación UV-visible por un átomo, un ión, o molécula:

Ocurre solo si la radiación tiene la energía necesaria para promover a un electrón de su estado basal a un estadp excitado.

Por ejemplo, de un orbital de energía baja a otro de mayor energía.

La energía de la luz absorbidad = a la diferencia de entre la energia del estado basal y la energía del estado excitado. Diriamos que el electrón brinca.



207

Luz Blanca

Luz roja absorbida

Luz verde observada

Para los complejos de metales de transición, ∆ corresponde a la energía

de la luz visible.

La absorción eleva a un electrón de un subnivel d de baja energía a otro

subnivel de energía mayor.



208

• Los diferentes complejos exhiben diferentes colores debido a:– El color de la luz absorbida depende

de ∆ • ∆ grande = Energía alta de luz absorbida

– Longitudes de onda cortas

• ∆ pequeños = Energía baja de luz absorbida

– Longitudes de onda largas

– La magnitud de ∆ depende de:• Los ligandos• Metal de transición



209

[M(H2O)6]3+

Luz Blanca

Luz roja absorbida

baja energía

Luz verde observada



210

Luz

Blanca

Luz azul absorbida (luz de alta

energía)

Luz naranja observada

[M(en)3]3+



211



212

Campo débil Campo fuerte

Pequeños ∆ Grandes ∆∆ Se incrementa

I- < Br- < Cl- < OH- < F- < H2O < NH3 < en < CN-



213



214

Color absorbido

Color observado



215

NFe

N

N N

O2

N

NHglobin(protein)

Se observa rojo brillante por que absorve luz verde.

Campo fuerte

large ∆



216

NFe

N

N N

OH2

N

NHglobin(protein)

Veo azul porque absorbe luz naranja

Campo débil

pequeño ∆


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.4. Propiedades de color y magnéticas

217

COMPLEJOS DIAMAGNÉTICOS Y PARAMAGNÉTICOS

CUANDO EL COMPLEJO PRESENTA ELECTRONESDESAPAREADOS, ES PARAMAGNÉTICO. SI NO, ES DIAMAGNÉTICO.

µ = n(n+2) MB n = nº electronesdesapareados

COMPLEJOS DIAMAGNÉTICOS Y PARAMAGNÉTICOS

CUANDO EL COMPLEJO PRESENTA ELECTRONESDESAPAREADOS, ES PARAMAGNÉTICO. SI NO, ES DIAMAGNÉTICO.

µ = n(n+2) MB n = nº electronesdesapareados


2.1.2. Teoría Campo Cristal.2.1.2.4. Propiedades de color y magnéticas

218

Complejo de campo fuerte electrones apareadosComplejo campo débil electrones desapareados

Complejo diamagnético= todos sus electrones están apareadosComplejo paramagnético=tiene electrones desapareados

[CoF6]3- complejo de campo débil; 2 electrones desapareados, complejo paramagnético

[Co(NH3)6]3+ complejo de campo fuerte; 0 electrones desapareados, complejo diamagnético

[Co(NH3)6]3- complejo de campo fuerte; 1 electrón desapareado, complejo paramagnético


2.1.3. Teoría Campo Ligando.

219

Complejos Oh

❧ Tienen seis enlaces similares. ❧ Para tener los seis enlaces similares, la combinación de

orbitales es la siguiente.

➠Hibridación de los orbitales s, p, y 2 d (dx2-y2, dz2) nos da como resultado un orbital hibrido:

d2sp3

• La interacción de orbitales d enlazado con los ligandos da como resultado propiedades magnéticas y de color



220

La teoría del campo ligando sugiere que las interacciones entre el ion central y los ligandos se efectúan por enlaces parcialmente covalentes.

Además de las consideraciones realizadas en la TCC incluye los enlaces metal-ligando sigma (σ ) y pi (π ).

Esta teoría permite explicar la serie espectroquímica en función de considerar a los ligandos con sus orbitales y no como cargas puntuales.



221

LigandosLigandos

DadoresDadores σσ

DadoresDadores σσ //dadoresdadores ππ

DadoresDadores σσ //aceptoresaceptores ππ

DadoresDadores σσ //dadores dadores ππ //aceptoresaceptores ππ



222

H

N

HH

M

DadoresDadores σσ



223

DadoresDadores σσ //dadoresdadores ππ

H

O

H

M



224

H

P

HH

M

DadoresDadores σσ //aceptoresaceptores ππ



225

DadoresDadores σσ //dadores dadores ππ //aceptoresaceptores ππ

RS

R

M



226

I-<Br-<Cl-<F-<OH-<C2O42- <H2O<py<NH3<PPh3<CN-<CO

SERIE ESPECTROQUÍMICA (DATOS EXPERIMENTALES)

∆ AUMENTA CON EL CARÁCTER ACEPTOR Y DISMINUYECON EL DADOR

DADORES σ(DADORES π )

DADORES σ(ACEPTORES π )

NATURALEZA DEL LIGANDO



227

INTERACCIONES DE SIMETRÍA π



228


COMPLEJOOCTAÉDRICO

CON DADORES π .

Ej: Cl- ELECTRONESDEL METAL



229

COMPLEJOOCTAÉDRICO

CON ACEPTORES π .

Ej: CO, PR3

ELECTRONESDEL METAL




230

Orbitales moleculares en compuestos de coordinación octaédricos con enlaces M-L σ CLAS de los ligandos y orbitales del metal según simetría Oh Diagrama de interacción en complejos ML6 con uniones σ Orbitales moleculares de complejos ML6 con uniones σ



231


2.1.4. Teoría del Orbital Molecular.

232

Diagrama OM para O2



233



234



235NOTA: La simetría es importante en la formación del O.M. apartir de O. A.s



236

Sistema Octaédrico



237

Sistema tetraédrico

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