Química de coordinación

Catalizador de Grubbs (Premio Nobel de Química 2005)

A química dos compostos de coordinación ou de coordenación é a rama da química que estuda ións complexos, é dicir, moléculas nas que un catión metálico está coordinado ou coordenado (é dicir, unido cun determinado enlace químico) a átomos, ións ou moléculas cun número de enlaces maior que o seu número de oxidación. En particular, esta disciplina trata o estudo do enlace coordinativo, os métodos sintéticos específicos aplicábeis e a caracterización estrutural mediante o uso de técnicas instrumentais como a espectrofotometría infravermella, Mössbauer, fotoelectrónica ou UV / VIS.

En contraste cos enlaces covalentes convencionais, nos complexos os ligandos normalmente achegan todos os electróns ao enlace, en vez de que cada reactivo contribúa cun electrón a un enlace de pares de electróns (enlace coordinativo); non obstante tamén hai complexos de natureza máis covalente^[1]. A formación de complexos pode entenderse así como unha reacción ácido-base no sentido da definición de Lewis, na que os ligandos (bases) actúan como doadores de pares de electróns e a partícula central (ácido) como aceptor a través de ocos na súa configuración electrónica.

Existen varios tipos de complexos que van desde o simple metal en solución acuosa coordinado por moléculas de auga até os complexos metal-encima ou proteína metálica, teñen múltiples funcións e aplicacións e hoxe abarcan gran parte da investigación en química inorgánica.

Unha grande importancia na investigación e na química dos complexos en xeral é que poden ser catalizadores de fase homoxéneos para as reaccións químicas (ver figura do catalizador Grubbs á dereita).

Os complexos, que implican os orbitais do metal no enlace, son moi frecuentemente coloreados, por exemplo, o Fe coordinado coa hemoglobina o que lle dá ao sangue a cor vermella. No corpo humano o Fe (II) está presente en hemoglobina e mioglobina, coordinados cos átomos de nitróxeno do anel de porfirina (grupo hemo da proteína) e realiza a función de unir o osíxeno que logo será transportado a través do sangue até os tecidos. Moitos encimas tamén necesitan formar complexos con metais para desempeñar a súa función.

Dado que os complexos de metais de transición son ás veces moi coloridos, tamén se utilizan como tinturas ou pigmentos (azul de Berlín ou azul de Prusia). Esta característica pódese aproveitar na valoración ou análise volumétrica.

Durante moito tempo, os químicos non tiñan idea da estrutura dos compostos coordinativos chamados "compostos de orde superior". Ademais, moitos comportamentos dos complexos non poderían ser explicados polas teorías da época, como a estabilidade do cloruro de cobalto (III) en solución acuosa coa adición de amoníaco. Para a correcta interpretación das relacións estruturais e de unión en complexos, o suízo Alfred Werner foi o primeiro e durante décadas único inorgánico en recibir o Premio Nobel de Química en 1913.

Forma espacial dos complexos (xeometría molecular)[editar | editar a fonte]

Número de coordinación e poliedro de coordinación[editar | editar a fonte]

Número de coordinación = 4:
complexo tetraédrico

Número de coordinación = 6:
complexo octaédrico

O número de coordinación (KZ) indica con cantos átomos doadores do ligando se rodea unha partícula central. Dependendo do número de coordinación, os ligandos dispóñense en determinados arranxos arredor do centro, que a miúdo, pero non sempre, concordan coas predicións do modelo VSEPR. Se pensas nas liñas que conectan os ligandos, obtés os poliedros de coordinación, que normalmente se usan para describir a estrutura dos complexos. Os números de coordinación de 2 a 9 son comúns; números alén disto só se poden acadar no caso de partículas centrais particularmente grandes e ligandos quelantes. Non obstante, os máis comúns son os números de coordinación 4 e 6. Segundo o modelo VSEPR, pódense asumir os seguintes poliedros:

'KZ 2' : un complexo lineal, por exemplo. B. [AuCl ₂] ^- ou complexo z angular. B. [Au(tBuXanthPhos)] [AuBr₂]
'KZ 3' : unha estrutura trigonal-plana ou trigonal-aplanar (a partícula central non está exactamente no medio do triángulo, senón lixeiramente por riba).
'KZ 4' : un tetraedro ou unha estrutura de planta cadrada.
'KZ 5' : unha estrutura cadrado-piramidal ou trigonal-bipiramidal; Ambos poden converterse entre si mediante a pseudo-rotación de Berry e están en equilibrio á temperatura apropiada.
'KZ 6' : principalmente un octaedro, ás veces un trigonal antiprisma ou (menos a miúdo) un prisma trigonal.
'KZ 7' (moi raro): unha bipirámide pentagonal, un octaedro con tapa simple ou un prisma trigonal con tapa simple.
'KZ 8' : un antiprisma cadrado, un trigonal dodecaedro, un prisma trigonal con dobre tapa ou, máis raramente, un hexaedro ( cubo)
'KZ 9' : un prisma trigonal con tapa tripla, por exemplo. B. [ReH₉] ^- ou antiprisma cadrado con tapa z. B. [ Ln (thf) [ N (CH ₂CH₂OH) _{3 ^{]] 3+}}
'KZ 12' : icosaedro ou un cuboctaedro dá por exemplo [Ce (NO ₃) ₆] ^2- ou borohidruro de circonio (IV): [ Zr (η ^{) 3} − BH₄) ₄].

Simetría[editar | editar a fonte]

Dado que as partículas centrais e ligandos dun complexo estable, do mesmo xeito que os ións, teñen n estruturas ordenadas xeométricamente dentro de estrutura cristalina, están asignadas a determinados grupos puntuais de simetría.

A etiquetaxe adoita basearse no sistema de Schoenflies.

Notas[editar | editar a fonte]

↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg (2007). "Lehrbuch der Anorganischen Chemie". (Manual da Química inorgánica) 102, S. 1316. Walter de Gruyter, Berlín. ISBN 978-3-11-017770-1.

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Outros artigos[editar | editar a fonte]

[1] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg (2007). "Lehrbuch der Anorganischen Chemie". (Manual da Química inorgánica) 102, S. 1316. Walter de Gruyter, Berlín. ISBN 978-3-11-017770-1.

[1]