4° comp inorganicos
TRANSCRIPT
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
1
4.1.- DEFINICIÓN.- Los compuestos inorgánicos, son sustancias constituidas por
moléculas de átomos de dos o más elementos, sin que posean el Carbono como principal o
mas abundante constituyente molecular, como sucede en los compuestos orgánicos.
INTRODUCCIÓN
Característicasgenerales .- Son en su mayoría de carácter iónico, con altospuntos de
fusión y de ebullición ,solubles sobre todo en agua, buenos conductores de la electricidad a
excepción de los covalentes.Estanconstruídos con enlaces iónicos y covalentes.
Reactividad de los compuestos inorgánicos.- Sus reacciones son casi siempre iónicas:
instantáneas, sencillas y rápidas.
De donde llegaron los compuestos inorgánicos:Según la Teoria del Big Bang. “La
materia un “huevo” condensado era un núcleo primitivo, con temperatuta de 1032
K, que
explosionó distribuyendo la materia y radiación por el espacio. Con ello generó las
primeras partículas; “quarks“ y las 4 principales fuerzas universales: gravitacional,
electro-magnética, nuclear fuerte y nuclear débil”. La energía solar y reacciones
nucleares de fisión y fusión favorecieron lageneraron hidrógeno , helio, etc..que por
interacción energética dieron forma a todos los compuestos inorgánicos.
4.2.- Clasificación de los compuestos por su número de elementos:
A).BINARIOS1.Los Hidruros1.1.Hídridos metálicos o salinos De dos
elementos.1.2.Hídridosácidos
1.3.Hídridosbásicos o nitrogenoides
. 1.4. Hídridos Homólogos
2.Los Oxidos2.1.Óxidos básicos ó metálicos. Fe2O3
2.2.Óxidos ácidos óAnhídridos. SO2
3.- Las Sales sencillas o hidrasales= Metal con No metal. NaCl
B)TERNARIOS.-De 3 elementos1.Hidróxidos;Ca(OH)2, .2.Óxiácidos;H2SO4. 3.Oxisales
;CuSO4..
C)CUATERNARIOS De 4 elementos.1.- Sales ácidas; NaHCO3.
2.- Sales básicas;Al( OH )2NO3.D) Con más de 4 elementos 3.- Sales
Dobles:CuCoAsO4Quím Wong黄
Complejos de coordinación
4.3.- Valencia y número de Oxidación.
UNIDAD 4.- COMPUESTOS INORGÁNICOS
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
2
Valencia.-Es lacapacidad de combinaciónque tienen los átomos de cada elemento,
depende de la participación de los electrones de su capa más externa.
El número o estado de oxidación.- Es la carga eléctrica delión, sin que nos importe si ésta es negativa ó positiva. O si es el compuesto esiónico o covalente..Ver tabla de los números de oxidación.
4.4.- Formulación de un compuesto binario:Ejemplo delsulfuro férrico, éste, está
formado por el anión sulfuroS-2
( de N° de oxidación de -2)y el catión férrico es Fe+3
,
(cuyo número o estado de oxidación es de +3).Anotación de la fórmula de las moléculas.-La suma de los estados de oxidación de las moléculasdáCERO : son neutras
Procedimiento:Primero anote los elementos con sus n° de oxidacióny parabalancear las cargas de maneraque la suma de ellas dé cero; baje ésos números en forma cruzadapara que queden como subíndices, que indican el número de átomos requeridos para su neutralidad.+3 -2 +3-2+3 -2FORMULACORRECTA
Fecon S = Fe2S3Fe2 S3 Fe2 S3 metalno metalBalanceo +6-6 = 0 Cationes.- La carga eléctrica del elemento es positiva cuando sus átomos han perdidosuficientes electronesen la oxidaciónpara convertirse en CATIONES. Aniones.-La carga eléctrica del elemento es negativa cuando sus átomos han ganadosuficientes electrones en la reducción para llamarse ANIONES.
REDUCCION Aniones Cationes OXIDACIÓN _.. .-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 4.5.- Reglas para la formulación de compuestos inorgánicos
1.-Al elemento en estado elementalse le anota cero de carga eléctrica. Ejemplos;Metales=Cu°, fierroFe°etc...Ylos Gases nobles: He, Ne, Ar ,..Ojo:Las
moléculas de los gases son diatómicas: Dihidrógeno: H2,dioxígeno O
2, dinitrógeno
N2, dicloro Cl
2, También hay moléculas poliatómicas de un elemento,como los
alótropos, ejemplo:O3ozono o trioxígeno,S
8octazufre o ciclooctazufre,
P4tetrafósforo,
2) En un compuesto, el elemento menos electronegativo tiene carga positiva,
y el más electronegativo tiene carga negativa.Los grupos IA y IIA, son los
metales más activos, sus números de oxidación describen muy bien la carga que
tiene cada metal de éstos;el carácter fuertemente iónico. En los compuestos los
metales alcalinos (IA) trabajan con +1y los metales alcalino térreos(IIA) con +2
Los elementos de los grupos IIIA y IVA de la Tabla Periódica conforman
compuestos claramentedecarácter covalente. .
3)En un compuesto la suma de las cargas+ y - debe ser igual a cero. Fe2+3O3
-2 El Fierro que pierde 3 electrones trabaja con +3 y c/oxígeno acepta2 e-+6 – 6 = 0
4)El Oxigeno trabaja con estado de oxidación de -2,excepto en los
peróxidos en los que trabaja con–1, que se caracterizan por llevar el grupo
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
3
PEROXO ( - O – O -) ,representado como O22-.Ejemplo en el Peróxido de
Hidrógeno = H2O2
5) En un ion poliatómico su carga indica la suma de los estados de oxidación de cada uno de los átomos que lo forman. Ejemplo: Ión sulfatoy el ion sulfito
Sulfato S+6 O-24-2 = SO4
-2SulfitoS+4 O-23-2= SO3
-2
+6-8 =carga+4 -6 =carga
6) El Hidrógeno trabaja con estado de oxidación de +1,excepto en los
hidruros (Metal con hidrógeno) que es de –1. Ejemplo; Hidruro de sodio Na+H-
7)Los no metales, cuando se combinan con el hidrógeno, actúan con el número de oxidación negativo, igual que cuando forman sales binarias.
8) Ver en la tabla periódica los estados de oxidación posibles para cada elemento,
- Se permite “hemi”para la relación 1:2 y “sesqui” para la relación 2:3 .
Los grupos de átomos se indican mediante prefijos numéricos multiplicativos (bis,tris,
tetraquis, etc.) sobre todo si el nombre del grupo incluye otros prefijosnumerales
4.6.-NUMEROS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
1) Números de oxidación posibles de los METALES
Elemento Símb.ValenciasElem.Símb.Valen.Elem.Símb.Valencias
Litio Li+1 Berilio Be +2TRABAJAN CON+1(oso) Y +2(ico)
SodioNa +1 Magnesio Mg +2Cobre Cu+1y Cu+2 potasio K+1 Calcio Ca+2Mercurio Hg+1y Cu+2
Rubidio Rb+1 Estroncio Sr +2TRABAJAN CON+2(oso)y+3(ico)
Cesio Cs+1 BarioBa+2Hierro Fe+2 y Fe+3
Francio Fr +1 Radio Ra+2Cobalto Co+2 y Co +3
Plata Ag +1 CincZn+2NiquelNi+2 y Ni+3
Oro Au+1y +3 Cadmio Cd +2Vanadio Vd+2y
Vd+3
TRABAJAN CON: Estaño Sn+2 y Sn+4Plomo Pb+2 yPb+4. +2 (oso) Y +4(ico)Platino Pt+2 yPt +4Paladio Pd+2 yPd +4.Iridio Ir+2 y Ir +4 Aluminio Al-3 y Al+3 Cromo Cr+2,Cr+3,Cr+4
( Óxidos)Cr6+ yCr+7 (Anhídridos)
Manganeso Mn+2,+3,+4( Óxidos),y Mn6+, +7(Anhídridos) Molibdeno Mo+2,Mo+3,Mo+4,yMo +7 2)Elementos, Símbolos y Valencias más comunes de los NO metales
Hidrógeno=H+1 y -1
IónAmonio=NH3+1
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
4
Boro= B-3 y +3
Carbono=C-4 +4, +2
Silicio=Si-4 +4, +2
FAMILIA VA, DEL NITRÓGENONitrógeno=N-3,+5,+4, +3,+2, +1
Fósforo=P-3,+5,+3
Arsénico= As -3,+5,+3
Antimonio=Sb-3,+5,+3
Bismuto= Bi-3,+5,+3
FAMILIA VIA, DEL OXÍGENO
Oxígeno=O-2 y -1
Azufre=S-2, +2, +4, +6
Selenio=Se-2, +2, +4, +6
Telurio=Te-2, +2, +4, +6
FAMILIA DEVIIA,LOS HALÓGENOS-1, +1, +3, +5, +7
Fluor F-1, +1, +3, +5, +7
Cloro= Cl-1, +1, +3, +5, +7
Bromo= Br-1, +1, +3, +5, +7
Iodo=I -1, +1, +3, +5, +7
Astato=At -1, +1, +3, +5, +7
N° de oxidación______EJEMPLO DE ANIONES MONOATÓMICOS_______________
Con -1 :Fluoruro F-1
Cloruro Cl-1
Bromuro Br-1
Yoduro I-1
Con -2 : Óxido O-2
Sulfuro S-2
Seleniuro Se-2
TelururoTe-2
Con -3 : Nitruro N-3
Fosfuro P-3
Arseniuro As-3
__
Con -4 :Carburo C-4
SiliciuroSi-4
Algo más sobre el estado ó número de oxidación:Es difícil hablar del Sulfuro de Zinc,
como sustancia iónica,( con iones Zn+2
más iones S-2
)o como sustancia covalente polar,
pues el Zinc y el Azufre comparten un par de electronescasi pero no totalmente por igual.
No hay un 100% en lo iónico, ni en lo covalente. Y hay veces, es difícil diferenciar entre
un compuesto iónico y un compuesto covalente, por éste motivo se creó el concepto de
estado de oxidación o número de oxidación, para quitarnos de éstas broncas confusas,
para manejar el mismo modelo tanto para describir los compuestos iónicos, como a los
covalentes (considerando a éstos como como si tuvieran iones; sabiendo que no los tienen).
El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si su compuesto fuera
iónico.Por ejemplo el SrF2 Es un compuesto bastante iónico, el número de oxidación para
el estroncio es +2. El CO es un compuesto muy covalente, el número de oxidación para
éste Carbono es +2. Observamos que no damos importancia si es iónico ó si es covalente
cuando asignamos el número de oxidación.Los grupos IA y IIA, son metales muy
activos= Y POR LO TANTO fuertemente iónicos.Los grupos IIIA y IVA describen
compuestos que son claramente definidos de carácter covalente.Nota; Aunque se asigne
un numero de oxidación de +3 al Aluminio y de -1 al bromo, en el AlBr3 Bromuro de
aluminio, ES ERRÓNEO SUPONER QUE el AlBr3 contiene iones Al+3
con iones Br-1
,
YA QUE en realidad existe como moléculas Al2Br6 .
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
5
Estas observaciones se agravan cuando tratamos con los elementos de transición, por
ejemplo el Óxido de Manganeso MnO, es un compuestosuficientemente iónico como para
que la consideremos como tal, que contiene iones Mn+2
y O-2
.
Por otro lado el Mn2O7Anhídrido permangánico( nombretadicional) u Heptaóxido de
Manganeso IIes un compuesto COVALENTE que hierve a temperatura ambiente. Por lo cual es
mejor considerar que el Mn2O7 tiene manganeso en estado de oxidación de + 7 en lugar de
pensar en iones Mn+7.
Fórmula desarrollada del Mn2O7Anhídrido permangánico
Sabía usted que: El Manganeso proviene de la mena Pirolusita, MnO2 . Del griego pyrós, fuego y
lisis,descomposición. No se le encuentra nativo: El MnO2 tiene un 63% de .manganeso, pero se
usan otras como la braunita (MnS12O3) de 69%. FormaCritales tetragonalesUsos: industria
siderúrgica, fabricación de baterías secas,producción de acero, aleaciones ferromanganeso,
purificador ;de hierroal que le quita eloxígeno y el azufre. Decolorante :de vidrios. Se utiliza en
pinturas y barnices, para pintar cristales y cerámica .En tintes para el algodóncomo sulfato de
manganeso (II) (MnSO4
4.7.- NUMEROS DE OXIDACION DEL MANGANESO y CROMO. Mn +2 ,+3
Mn +4
Mn+ 6 ,+7
Altrabajar con +2 y +3, el Mn se comporta como un METAL, formando
OXIDOSMETALICOS o BASICOSejemplo:
Óxido de manganesoII=Mn+2
O-2
=MnOÓxido de manganeso III=Mn+3
O-
2=Mn2O3Dados con NOMENCLATURA Stock
Cuando el Mntrabaja con +4 produce un OXIDO que solo lo podemos nombrar como:
Dioxido de Manganeso: Mn2O4= MnO2
Cuando el Mn trabaja con +6 Y +7 se comporta como un NO METAL formando
OXIDOS NO METALICOS u Óxidos Ácidos, también llamados ANHÍDRIDOS.
Anhídridos del Manganeso
Siel Mn trabaja con +6 Y +7 Nombre Tradicional NOMENCLATURA Stock
Mn+6
O-23 = MnO3 Anhídrido mangánico Óxido de manganeso VI
Mn+72O-2
7 = Mn2O7 Anhídrido permangánico Óxido de manganeso VII
Nota: Igual sucede con el Cr
4.8.- NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORG.
1.-Nomenclaturas.- LaInternational Union of Pure and AppliedChemistry,( IUPAC
),acepta tres sistemasde nomenclatura:
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
6
1).- La nomenclatura sistemática, racional ó iupac: Refiere laatomicidadde cada uno de los elementos de la molécula del compuesto,conprefijos numéricos griegos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc..Ej: Fe2O3 Trióxido de dihierro. Prefijo-nombre genérico + prefijo-nombreespecífico.
2).- La nomenclatura stock-Werner: Emplea números romanospara indicar el estado de oxidación del metal. Ej. En lugar de “ ferroso “ Fe+2se escribe Fe (II). En vez de “férrico” Fe+3es Fierro (III).Nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valenciaEjemplo: Fe2
+3S3-2 Sulfuro
de hierro (III) 3).- La nomenclatura clásica, tradicional ó funcional.Si el metal trabaja
con una valencia menor y una mayor . “oso” para la menor e “íco” para la mayor.Ej: Ferroso y Férrico. Regla para las oxidaciones de los NO METALES
Para el NO metal de los ANHÍDRIDOSy para el NO metal de los OXIÁCIDOS Valencias
+1 ó +2 Hipo______oso +3 ó +4______oso +5 ó +6_______ico +7 per_______ico
Para el NO metal de las OXISALES Valencias +1 ó +2 Hipo _____ito +3 ó +4 _____ito. +5 ó +6 _____ato .. +7 per ______ato
1.-.- COMBINACIONES BINARIAS HIDROGENADASOHÍDRIDOS
1).- HIDRUROS METÁLICOS O SALINOS . Son combinaciones binarias de
HIDROGENO con un METAL . Son compuestos iónicos .El ion hidruro
trabaja con valencia de H-1
,y . por ser más electronegativo que los
metales, se anota a la derechadel Metal. Tanto en la nomenclatura tradicional como en la
de Stock, el .nombregenérico es la palabra hidruroseguidadelnombre delmetal.en
genitivo o adjetivado . En la nomenclatura sistemática se utilizan prefijos
numerales para indicar el número de átomos de hidrógeno.
NOMENCLATURAS D E L O S H I D R U R O S FORMULA SISTEMÁTICA STOCK T R A D I C I O N A L
LiH MONOHIDRURO DE LITIO Hidruro de litio HIDRURO DE LITIO
NaH MONOHIDRURO DE SODIO Hidruro de sodio HIDRURO SÓDICO
KH MONOHIDRURO DE POTASIO Hidruro de potasio HIDRURO POTÁSICO
CuH MONOHIDRURO DE COBRE Hidruro de cobre I HIDRURO CUPROSO
BeH2 DIHIRURO DE BERILIO
SISTEMÁTICA
Hidruro de
berilioSTOCK
HIDRURO CUPROSO T R A D I C I O N A L
CaH2 DIHIRURO DE CALCIO Hidruro de calcio HIDRURO CALCICO
BaH2 DIHIDRURO DE BARIO Hidruro de bario HIDRURO BÁRICO
AlH3 TRIHIDRURO DE ALUMINIO hidruro de aluminio HIDRUROALUMÍNICO
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
7
FeH2 DIHIDRURO DE HIERRO hidruro de hierro II HIDRURO FERROSO
FeH3 TRIHIDRURO DE HIERRO hidruro de hierro III HIDRURO FÉRRICO
MnH3 TRIHDRURO DE MANGANESO Hidruro d ManganesoIII HIDRURO MANGÁNICO
CoH2 DIHDRURO DE COBALTO hidruro DE COBALTO (II) HIDRURO COBALTOSO
SnH4 TETRAHIDRUDO DE ESTAÑO Hidruro de estaño (IV) HIDRURO ESTANNICO
PbH4 TETRAHIDRURO DE PLOMO Hidruro de Plomo (IV) HIDRURO PLÚMBICO
Sabía que: Una novedosa mezcla de hidruro de litio y nanotubos de carbono rellenos de oro
demostró ser capaz de convertir la radiación directamente en electricidad, por lo que podría
servir para impulsar las naves espaciales en misiones largas.Además los hidruros
metálicos son una buena opción en la fabricación de celdas del combustible hidrógeno.
2)HIDRUROS ÁCIDOS óÁcidos de HalogenuroHnXn
Combinación del H con Halógenos (F, Cl, Br, I) o Calcógenos(S, Se, Te), los que
actúan con valencia 1 y 2 respectivamente. Son compuestosmoleculares gaseosos y su
carácter ácido lo manifiestan cuando se disuelven en agua,dando soluciones ácidas.
NOMENCLATURA DE LOS HIDRÁCIDOS.- Ej. Escriba:
AcidoRaíz del elemento, terminación hídrico.
HClACIDO CLOR + HIDRICO = ÁCIDO CLORHÍDRICO
O bien, agregue el sufijo -uro a la raíz del nombre del elemento,seguidode la preposición
de hidrógeno. Ejemplo
Raíz del elementoSufijo uro
HCl CLOR URO DE HIDRÓGENO = Cloruro de Hidrógeno
HClAcido clorhídrico. Disolución acuosa del gas cloruro de hidrógenoEs muy corrosivo
y ácido. Es “Monoprótico”porque tiene solo un Hidrógeno.
H2SAcido sulfhídrico osulfuro de hidrógenogas, más pesado que el aire,infla- mable,incoloro, tóxico , de olor a huevos podridos, gas de alcantarilla.“Diprótico = 2 H
Ejercicios. Nombrar los siguientes hidrácidos:HF _______H2Se_________
Escribir las fórmulas químicas de los siguientes hidrácidos
Acido bromhídrico _____ Acido yodhídrico _____ Acido telurhídrico ___Se
acostumbra incluir también entre los hidrácidos al HCN (ácido cianhídrico) yalHN3 (azidade
hidrógeno)
Hay azidas iónicas y Azidascovalentes Se le llama “Azida “al anión con fórmula N3-.Es
la base conjugada del ácido hidrazóico. La azida
es también un grupo funcional en química
orgánica, es un anión linear que tiene
propiedades isoelectrónicas con CO2 y N2O.
Debido a la teoría enlaces valencia la
azidapuede ser descrita con diferentes
estructuras resonantes, una de las más
importantes es N-=N+=N-.
La azida sódica, NaN3, Sal muy tóxica, blanca, se emplea como “propelante”en
la fabricación deairbags.Aproximadamente 130g de azida de sodio producen 67 L
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
8
de nitrógeno gaseoso, lo que es suficiente para inflar la bolsa de aire del auto -
móvil. Investigar la reacción.A275ºC = NaN3 Na+3/2 N2 En menos de 40
milisegundos un mol deazida (65 gr.) produce 1,5 moles de N2 , es decir unos 35
L de gas nitrógeno.Con el impacto se cierra un circuito eléctrico que enciende una
mezcla de boro y nitrato sódico (B + NaNO3) cuyo calor de reacción es el que
produce la descomposición térmica dela azidaNaN3 .
3.- HIDRUROS BÁSICOS_ONITROGENOIDES Así se les denomina a las combinaciones de átomos H con átomos de los elementos
Nitrogenoides (N, P, As,Sb ) , del grupo VA:Nitramina, Fosfina, Arsina, Estibina.
Se nombran agregando el sufijo -inaa la raíz del nombre del elemento.
NH3 Nitramina o amoníaco, trihidruro de nitrógeno,hidruro de nitrógeno (III),
gas de amonio o AM-FOL
PH3 Fosfina o trihidruro de fósforo, fosfuro de hidrógeno.
Es un gas incoloro que huele a pescado podrido. Usos; Insecticidas, Fumigantes (para granos almacenados)
AsH3 Arsinao trihidruro de arsénico, Su principal uso es en la industria electrónica, y como gas dopante para la formación de materialessemiconductores
SbH3 Estibinao Hidrógeno antimoniado, Antimoniuro de hidrógeno.- Gas tóxico.
Se forma cuando los compuestos del antimonio reaccionan con algún ácido.
El carácter básico de éstos HÍDRIDOS se manifiesta porque fácilmente
son aceptores de los protones (H+) del agua (origina iones dando lugar a los
iones amonio, fosfonio, etc.
Ejemplo de sus reacciónes básicas con el OH-
):NH3
+ H2O NH
4
+
+ OH-
NH4OHamoniaco ión amonioIónoxhidriloHidróx. de amonio
PH3 +H2OPH4
+ + OH
-
PH4OH
Fosfinaion fosfonioIón oxhidrilo Hidróx. deFosfonio
AsH3 + H2OAsH4
+ +OH
-
AsH4OH
Arsinaion arsonioIón oxhidrilo Hidróx. Arsonio
4)HIDRUROS O HÍDRIDOS HOMÓLOGOS____Terminan en-ANO Son combinaciones del H con elementos CARBONOIDES(Gpo IVA). Se
nombranagregando el sufijo -anoa la raíz del nombre del elemento. Son compuestos
molecularesgaseosos.
CH4 Metano
PbH4 Plumbano es muy inestable, se forma en trazas, cuando se tratan con ácido aleaciones de magnesio-plomo.
SnH4 Estanano , tetrahidruro de estaño,hidruro de estaño (IV),ó hidruro estánnico
SiH4 Silano o tetrahidruro de silicio
GeH4 Germanano
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
9
B2H
6 diborano = Es un Gas incoloro a temperatura ambiente, dá un olor dulce
repulsivo, se mezcla con el aire, formando fácilmente mezclas explosivas, propelentes de cohetes, como vulcanizador de gomas, como un catalizador para la polimerización de hidrocarburos
COMBINACIONES DEL HIDRÓGENO
Del grupo IVA Del grupo VA VIA VIIA
CH4(g)
NH3(g)
H2O
(l) HF
(g)
SiH4(g)
PH3(g)
H2S HCl
(g)
GeH4(g)
AsH3(g)
H2Se
(g) HBr
(g)
SbH3(g)
H2Te
(g) HI
(g)
Nota: En LA NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Ó IUPAC
Puede haber confusión con algunos compuestos como en las sales dobles, triples, oxisales
y similares, se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc. Ejemplo:
Ca5F (PO4)3Ya que si se usara el término trifosfato, se estaría hablando del anión trifosfatoque se escibe como [P3O10]
5-, en cuyo caso la fórmula
sería: Ca8F (P3O10)3.Fluoruro tris (fosfato) de calcio. Fluoruro tris (fosfato) de calcio
Los compuestos inorgánicos se clasifican según por su función químicay por el número de
elementos químicos contenidos.
¿ Qué es una función química ?Es el átomo o grupo de átomos que caracterizan a los compuestos a que
reaccionen de manera semejante al contacto con otras sustancias.Por ej: Los ÁCIDOS tienen la función “Ácido”ionH+1 ,
que se caracterizan por neutralizar a las BASES; que tienen función Hidróxido; ion OH-1; Para formar SAL Y AGUA Las principales funciones químicas son: Ácidos, Hidróxidos ó bases, Óxidos, y Sales.
Sabía que:El silanoSiH4o hidruro de silicio (IV) otetrahidruro de silicioa temperatura ambiente
es un gas pirofórico= es decir que entra encombustión espontáneamente . Si2H6 = disilanoSi3H8 = trisilano
El gas Germano = muy empleado en la fabricación de semiconductores
3.- SALES SENCILLAS O HALOIDEAS
4.- ÓXIDOS
4.1.-ÓXIDOS BÁSICOS
FOR- SISTEMÁTICASTOCK TRADICIONALMULA( atomicidad)( N°romanos)
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
10
Li2Omonóxido de dilitioóxido de litioÓxido de litioSirve como fundente en los vidriados cerámicos, crea blues con cobre, y rosadoscon cobalto.Como cátodoen baterías. Se utiliza para alimentar los dispositivos electrónicos,desde teléfonos móviles hasta computadoras portátiles a batería cochesNa2Omonóxido de disodioÓxido de sodio Óxido de sodio Se utiliza en cerámica y cristalescon agua produce hidróxido del sodioK2O monóxido de dipotasioOxido de potasioOxido de potasioEs soluble en agua .28% p/p (40% .p/v) favorece la planta a las heladas y a la sequía,y la maduración de frutos.Rb2Omonóxido de dirrubidioÓxido de rubidio Óxido de rubidio por su gran reactividad, al igual que el litio y el potasio, se emplea para eliminar totalmente los gases en la manufactura de tubos de electrones al vacío, y en aplicaciones electrónicas tales como los fotocátodos luminóforos semiconductoresBeOmonóxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio se emplea cuando son necesarias elevadas conductividades térmicas y propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico.MgOmonóxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio Periclasa, magnesia calcinada para la preparación de carbonatos básicos de magnesio y de morteros resistentes al agua. Su uso en la fabricación de materiales refractarios,en la fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez de estómago. Es un antídoto para muchos tipos de intoxicaciones. . CaOmonóxido de calcio Óxido de calcio Óxido de calcio Cal
viva, uso en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal) y como agente deshidratante industrial. Reacciona violentamente conel agua, haciendo que ésta alcance los 90 °C. Se forma entonces hidróxido de calcio, también llamado cal apagada, o Ca (OH)2. En el proceso de nixtamal, para hacer sémola de maíz y masa para tortillas
BaOmonóxido de barioOxido de bario óxido de bario Hay dos tipos básicos de vidrio óptico:Flint: es un vidrio que generalmente contiene altos porcentajes de óxido de plomo, lo cual hace que presente un índice de refracción y un grado de dispersión elevados. Y el Crown: es un vidrio que contiene óxido de bario y combina un elevado índice de refracción con una baja dispersión
Al2O3 Trióxido de dialuminioÓxido de aluminioÓxido de aluminio Es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas y básicas. En un medio oxidante, en particular en el aire, se cubre de una densa película de óxido que lo protege contra la corrosión. Por esta razón, los materiales hechos de aluminio no se oxidan
Ga2O3 Trióxido de galio Óxido de galio (III) Óxido gálicoSon sustancias fosforescentes de óxidos, basadas en óxidos de galio dopados, gelatos y germanatos alcalinotérreos, para materiales de dispositivos de visualización electroluminicentes rojo-naranjaIn2 0 3 Trióxido de diindioÓxido de indio Óxido de indioEn 1980 despertó interés el uso de fosfuros de indio como semiconductores y las películas delgadas de óxidos de indio y estaño para el desarrollo de pantallas de cristal líquido (LCD). Esto es debido a que el uso del indio permitió la obtención del color azul en diodos LED.El transistor es un dispositivo electrónicosemiconductor que cumple funciones de amplificador, oscilador, conmutador o rectificador. El término "transistor" es la contracción en
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
11
inglés de transfer resistor ("resistencia de transferencia"). Actualmente se los encuentra prácticamente en todos los aparatos
CoOMonóxido de cobaltoÓxido de cobalto (II)Óxido cobaltoso.El óxido de cobalto tiene el aspecto de un polvo de color que puede variar del gris al negro. También conocido con el nombre de negro de cobalto, el cobalto óxido es prácticamente insoluble en el agua, pero es soluble en los ácidos concentrados. El negro de cobalto se utiliza principalmente como pigmento para la coloración de cristales y esmaltes.
Co2O3 Trióxido de dicobaltoÓxido de cobalto (III) Óxido cobáltico Hay 3 óxidos de cobalto: el cobaltoso gris, CoO; el cobáltico negro, Co2O3, formado al calentar compuestos a baja temperatura en exceso de aire, y el cobaltósico, Co3O4, el óxido estable.
CuO Monóxido de cobre Óxido de cobre IIÓxido cúprico Polvo negroirritante, daña al sistema endocrino y sistema nervioso central., causa conjuntivitis . Es unpigmento de cerámicas les produce esmaltes azul, rojo y verde (y a veces gris, rosa o negro). Como soluciones de hidróxido de cupramonio, para fabricar rayón. Se trata de un abrasivo usado para pulir los equipos ópticos. Para producir pilas secas y húmedas como cátodo, con litio como ánodo, y dioxalano mezclado con perclorato de litio como electrolito. En aleaciones de cobre. El CuOelimina materiales peligrosos tales como cianuro, hidrocarburos, hidrocarburos halogenados y dioxinas, a través de oxidación.
Cu2O óxido de dicobre óxido de cobre (I) óxido cuproso PRODUCTO FITOSANITARIO.Toxicología: Xn - NOCIVO. Nocivo por ingestión. No respirar el polvo. Es Muy Tóxico para los organismos acuáticos
FeO óxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso Sólido negro se puede absorber por inhalación : Puede incendiarse espontáneamente en contacto con el aire Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro III Óxido férrico.ósesquióxido de hierroEl óxido férrico, un polvo rojo amorfo, se obtiene por tratamiento de sales férricas con una base o por oxidación de la pirita. Se usa como pigmento, conocido como rojo hierro o rojo Veneciano; como un abrasivo para pulir y como medio magnetizable sobre discos y cintas magnéticas.
PbO óxido de plomo óxido de plomo (II) óxido plumboso u
Litargirio = Sólido cristalino, anaranjadose utilizan para baterías de autos,para la insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la absorción del sonido y de vibraciones, Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y en equipos de rayos X.para la producción de vidrios de alto índice de refracción para fabricar lentes acromáticas. dos formas: roja: estructura cristalina tetragonal y amarilla: estructura cristalina orthorhombica.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
12
SnO Óxido de estaño Óxido de estaño (II) Óxido estannoso
Sólido Gris plateado brillante,ampliamente utilizado en aplicaciones tecnológi-cas, destacándose como catalizador, sensor de gases, y en la fabricación de varistores, conductores transparentes, electrodos electrocatalíticos y celdas fotovoltaicas
SnO2 Dióxido de estaño Óxido de estaño (IV) Óxido estánnico
Es un polvo blanco, insoluble en ácidos y álcalis. Es un excelente opacador de brillo y componente de colorantes cerámicos rosas, amarillos y marrones y de cuerpos refractarios y dieléctricos. Es un importante agente pulidor del mármol y de las piedras decorativas. Las películas de óxido de estaño a distintas temperaturas de cocción 300, 400 y 500 °C, todas tienen respuesta sensora a la presencia de vapor de agua.
MnO Óxido de manganeso Óxido de manganeso (II)óxido manganoso
Manganesa omanganesia, es de textura terrosa,poco más dura que el yeso y muy empleado en la industria para la obtención del oxígeno, preparación del cloro,fabricación del acero y del vidrio,etc. material de la ferrita, del secador de la capa y del barniz, catalizador, añadido de la alimentación, fertilizante del elemento de rastro, o utilizado en el refinamiento de droga, . Su Polvo grisáceo o verdoso es insoluble en agua, de densidad próxima a 5.1. Se emplea en el estampado de textiles.
MnO2Dióxido de MnÓxido de manganeso IV Anhídrido manganoso u Peróxido de manganeso esun ÓXIDO COVALENTEEs el color negro de las pinturas rupestres. Los Minerales que contienen Manganeso son: la pirolusita (MnO2), la psilomelana (MnO2·H2O), lamanganita (MnO(OH)), la braunita (3Mn2O3·MnSiO3), la rodonita (MnSiO3), la rodocrosita (MnCO3), la hübnerita (MnWO4), etc.. Se emplea como despolarizador en pilas secas. También se puede usar para decolorar el vidrio que presente color
El MnO2es Verde si tiene trazas de hierro. Este óxido también se emplea para dar color
amatista al vidrio, y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo). Además, se utiliza en la producción de cloro y oxígeno.peróxido de manganeso.. Reacciona
con el peroxido de hidrogeno y lo descompone: 2H2O2 + MnO22H2O + MnO2 + O2
Mn2O3 Trióxido de DimanganesoÓxido de manganeso IIIÓx. mangánico o
Sesquióxido de manganeso Conocido como
braunitaEs un polvo de color pardo a negro, insoluble en agua, de densidad próxima a 4.8. Se utiliza en el estampado de textiles, como colorante en alfarería o en la industria del vidrio, en la preparación de secantes (linoleato de manganeso), como catalizador en
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
13
química inorgánica (obtención de ácido nítrico) o en química orgánica. Es un óxido básico. NO Monóxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno II Oxido de nitrógeno Es sintetizado por las células endoteliales, macrófagos y cierto grupo de neuronas del
cerebro. En las neuronas puede funcionar como neurotransmisor, atravesando fácilmente las
membranas celulares por su carácter lipófilo. Cuando es producido en las células NO2 Dióxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno IV Bióxido de nitrógeno
El N2OMONÓXIDO DE DINITRÓGENO,Óxido de nitrógeno(I) Óxido nitrosoAnhídrido nitroso, Gas hilarante o Gas de la risa , Protóxido de nitrógeno , Óxido jaloso. El químico Humphry Davy descubrió las propiedades narcóticas de este gas incoloro en el año 1799 , de un olor dulce y ligeramente tóxico. Provoca alucinaciones, un estado eufórico y en algunos casos puede provocar pérdida de parte de la memoria humana. Se le atribuye el 5 % del efecto invernadero artificial a este gas. Además ataca la capa de ozono, reduciendo el ozono a oxígeno molecular y liberando dos moléculas de monóxido de nitrógeno. En la industria alimenticia se utiliza para hacer los alimentos (natas, yogures etc.) más espumosos. Se utiliza en las combustiones de los motores convencionales o en algunos cohetes. El óxido de nitrógeno con la gasolina aumenta repentinamente la potencia del motor ya que la explosión dentro de la cámara de combustión es mayor.
BeOÓxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio Se emplea cuando se necesita de una elevada conductividad térmica y fuertes propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico.Fabricación de Tweeters en altavoces de la clase High-End por su gran rigidez. Es empleado como foco frío para el aislamiento electrónico. Tiene una resistencia dieléctrica alta y una constante dieléctrica baja.Su resistencia al impacto térmico es buena y es químicamente estable hasta 2000C lo queexplica su uso como crisol y tubo para termopar Au2O3 Trióxido de dioro Óxido de oro IIIÓxido áuricoEl óxido auroso(Au2O) es un polvo insoluble de color violeta oscuro. El óxido áurico (anhídrido áurico) (Au2O3) es un polvo pardo cuyo ácido correspondiente es el ácido áurico .Au(OH)3 El Hidróxido aúrico es un polvo negro que se descompone con la luz y del que se derivan los auratos alcalinos
ZnO óxido de cinc óxido de cinc óxido de cincEl de alta pureza tiene excelentes propiedades térmicas, electrónicas, químicas y ópticas. Su elevada calidad posibilita su uso en diversas aplicaciones industriales .como vulcanización de gomas, cosméticos, fosfatados de zinc, medicamentos, vidriados cerámicos, polímeros, etc..
ZnO/BeO.- Es muy empleado en las industrias de goma y cerámica.: Polvo blanco a amarillento ambar. Inodoro sabor amargo. Absorbe dióxido de carbono expuesto al aire. Gran poder de absorción de radiación UV. Soluble en ácidos y álcalis, insoluble en agua y alcohol. No combustible con capacidad de arresta-llama. No es tóxico en polvo. Complemento dietario en la sanidad animal. ACTIVO: Acelerador, activador, para la vulcanización del caucho..BLANCO INDUSTRIAL Pigmento e inhibidor del crecimiento de hongos en las pinturas.Micronutriente en fertilizantes para agricultura. Pigmento protector de la radiación UV en la industria del plástico …FARMA: Principio activo en medicamentos y cosméticos. Complemento dietario en la sanidad humana. …IH: Pigmento y modificador de
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
14
viscosidad en la industria del vidrio y la cerámica. Su bajo coeficiente de expansión térmica es aprovechado para la composición de vidrios resistentes al shock térmico. …ROJO: Materia prima en la industria química. …VERDE: Acelerador, pigmento y agente endurecedor para la vulcanización del caucho. Su alta capacidad calorífica lo indica en la formulación de compuestos para alta exigencia de flexión. Presentación: El óxido de cinc fabricado por OXIDO METAL sa es comercializado en bolsas de 25 kg. La fabricación regular es producida en lotes de 1000 kg (40 bolsas de 25 kg c/u) los que palletizados constituyen la unidad de entrega a granel.
El Cromo forma 3 series de compuestos con otros elementos:
De cromo con valencia II =CrO óxido de Cr(II) u óxido cromoso; Con valencia III=Cr2O3 óxido de Cr(III) u óxido crómico, Y con valencia VI= CrO3, anhídrido de Cr(VI) o anhídrido
.crómico.
El cromo es capaz de formar compuestos con otros elementos, presentándose en estados
de oxidación:I, II, III, y VI
CrO Monóxido de cromo Óxido de cromo(II) Óxido cromoso
Cr2O3 trióxido de dicromo Óxido de cromo (III) Óxido crómico El óxido de cromo III, ó verde de cromo, tiene el aspecto de un polvo de color verde cuya intensidad puede variar. También conocido con el nombre de Sesquióxido de cromo o Verde de cromo, el óxido de cromo es insoluble en el agua y también es insoluble en ácidos y álcali. USOS .- El óxido de cromo se utiliza para la elaboración del cristal y de la porcelana y en la industria química como catalizador.
Consultar en: http://www.todiniandco.es/productos/antimonio/index.html
HgO Óxido de mercurio Óxido de mercurio II Óxido mercúricoEl Oxido de mercurio Rojo-Amarilloesteratogénico .¿ Teratología?Evite los vapores tóxicos del mercurio. No inflamable pero se descomponey desprende oxigeno y prduce un incendio. Usos: Se emplea en las cedas de mercurio, pinturas antisuciedad y como catalizador. El uso de la pila demercurio está muy extendidas en las industrias electrónicas (aparatos para la sordera-audífonos, en las calculadoras de bolsillo fotoelectrónicos.Actualm´ se emplean pilas de Zn-aire.
Hg2O Óxido de dimercurio Óxido de mercurio (I) Óxido mercurioso
El mercurio tiene tres estados de oxidación estables. En el estado de oxidación
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
15
cero (Hg0),el mercurio existecomo elemento metálico. La pérdida de un electrón da lugar al ion mercurioso (Hg2++), que realmente consiste en dos átomos de mercurio. La pérdida de dos electrones da lugar a la formación del ion mercúrico (Hg++); en este estado de oxidación forma un gran número de compuestos químicos estables . Dos características, volatilidad y biotransformación, hacen del Hg algo único como tóxico medio ambiental
PtO2 Dióxido de platino Óxido de platino (IV) Óxido platínico
El óxido platinoso (PtO), y el óxido platínico (PtO2), actúan como oxidantes enérgicos Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico
.(sequióxido de cobalto ) Tiñe de azul los vidrios. El azul se produce con el Óxido de cobalto, se compra como polvo negro, debido a que es una mezcla de Protóxido de cobalto CoO,sequióxido de cobaltoCo2O3 y Óxido salino de cobalto Co3O4 . Otra forma de obtener la coloración azul es concarbonato decobalto, CaCoO3
CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II) Óxido carbónicoGas incoloro, inodoro y venenoso.Se emplea como agente reductor en procesos metalúrgicos, como combustible etc, producido por la combustión incompleta de diversas sustancias
- LOS ÓXIDOS DEL ANTIMONIO (Sb+3 ySb+5). - Usos; Como retardadores de la llama, pigmentos especiales,
estabilizadores del calor y de la radiación en los plásticos, catalizadores. Es amplia su variedad de aplicaciones; De eficiencia ignífugo-sinergista de alta en los plásticos Pinturas y adhesivos . Además, se utilizan como maravillosos filtros ultravioleta para aplicaciones interfero-métricos de Transporte electrónico y propiedades ópticas. Usos en microscopía electrónica de transmisión (TEM). Para aplicaciones ópticas de materiales semiconductores
Sb2O3Trióxido de antimonioÓxido de antimonio III Óxido antimonioso Se disuelve en Soluciones acuosas sólo por hidrólisis. Se le encuentra en la Naturaleza en los Minerales VALENTINITE y SENARMONTITE. Puede formar películas delgadas de diferentes espesores (0.20-1.10 mm) que se depositan en substratos de vidrio por evaporación térmica y aprovechar sus propiedades optoelectrónicas .Es un agente opacificante para los vidrios, cerámicas y esmaltes. Es es un catalizador útil en la producción de tereftalato de polietileno (plástico PET) y la vulcanización del caucho
Sb2O5Pentóxido de antimonio Óxido de Antimonio V Oxido antimónico Retardantes del fuego o llama. En materiales de aparatos eléctricos, textiles y recubrimientos. El el antimonio es estable a temperatura ambiente, pero cuando se calienta, arde brillantemente, desprendiendo un humo blanco y denso de óxido de antimonio (Sb2O3) con un olor característico parecido al del ajo.. El trióxido de antimonio (Sb2O3) es el más importante de los óxidos de antimonio. Tiende a
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
16
CONSIDERAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN PARA APLICAR EL NOMBRE
TRADICIONAL A LOS ÓXIDOS ÁCIDOS Y A LAS OXISALES
3.2.- ÓXIDOS ÁCIDOSO ANHÍDRIDOS
Oxidación FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
Cl+1O-2Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) Anhídrido hipocloroso
Cl+3O-2Cl2O3 Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III) Anhídrido cloroso
Cl+5O-2Cl2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V) Anhídrido clórico
Cl+7O-2Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico Oxidación FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
Br+1O-2Br2O Monóxido de dibromo Óxido de Bromo (I) Anhídr.Hipobromoso
Br+3O-2Br2O3 Trióxido de dibromo Óxido de Bromo (III) Anhídrido Bromoso
Br+5O-2Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de Bromo (V) Anhídrido Brómico
Br+7O-2Br2O7 Heptaóxido d dibromo Óxido de Bromo (VII) Anhídrido perbrómico
permanecer en el aire durante un período de tiempo excepcionalmente largo. Se obtiene a partir del mineral de antimonio por calcinación o por oxidación del antimonio metálico y su sublimación posterior. Se utiliza en la fabricación de tártaro emético, como pigmento de pinturas, esmaltes y barnices y como producto incombustible. El trióxido de antimonio es un veneno sistémico y presenta un
riesgo de enfermedad cutánea,
valentiniteValentinite Sb2O3, Antimony (III)Oxide = SENARMONTITE
Regla de nomenclatura tradicional Para el NO metal de los ANHÍDRIDOSy también de los OXIÁCIDOS Oxidación
+1 ó +2 Hipo______oso +3 ó +4______oso +5 ó +6_______ico +7 per_______ico
Regla de nomenclatura tradicional
Para el NO metal de las OXISALES Oxidación +1 ó +2 Hipo _____ ito +3 ó +4 _____ ito+5 ó +6 _____ ato .. +7 per ______ ato
I+1O-2I2O Monóxido de diyodo Óxido de Yodo (I) Anhídrido hipoyodoso
I+3O-2I2O3 Trióxido de Yodo Óxido de Yodo (III) Anhídrido Yodoso
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
17
FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
Se+2 O-2SeO óxido de selenio Óxido de selenio (II) Anhídrido hiposelenioso
C+4O-2CO2 dióxido de carbono Óxido de carbono (IV)
Anhídrido carbónico
Si+4O-2SiO2 dióxido de silicio Óxido de silicio (IV) Anhídrido silícico
Te+2O-2TeO Óxido de Telurio Óxido de telurio (II) Anhídrido hipoteluroso
Te+4O-2 TeO2 dióxido de telurio Óxido de telurio (IV) Anhídrido teluroso
ÓXIDOS ÁCIDOS O BIEN ANHÍDRIDOS
Se+6O-2SeO3 trióxido de selenio Óxido de selenio (VI) Anhídrido selénico
N+1O-2N2O óxido de dinitrógenoóxido nitroso (subóxido)
Óxido de nitrógeno (I) Anhídrido hiponitroso
N+3O-2N2O3 Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (III)
Anhídrido nitroso
N+5 O-2N2O5 Pentaoxido de dinitrógeno
Óxido de nitrógeno (V)
Anhídrido nítrico
Cr+6O-2CrO3 Trióxido de cromo Óxido de cromo (VI) Anhídrido crómico
ÓXIDOS ÁCIDOS O BIEN ANHÍDRIDOS
Mn+4O-2MnO2 Bióxido de manganeso Óxido de manganeso (IV)
anhídrido manganoso
Mn+6O-2MnO3 Trióxido de Manganeso
Óxido de manganeso (VI)
Anhídrido mangánico
Mn+7O-2Mn2O7 Heptaóxido de Dimanganeso
Óxido de manganeso (VII)
Anhíd..permangánico
ÓXIDOS ÁCIDOS O BIEN ANHÍDRIDOS
P+1O-2P2O Óxido de difósforo Óxido de fósforo (I) Anhídrido hipofosforoso
P+3O-2P2O3 Trióxido dedifósforo Óxido de fósforo (III) Anhídrido fosforoso
P+5O-2P2O5 Pentaóxido de difósforo
Óxido de fósforo (V) Anhídrido fosfórico
I+5O-2I2O5 Pentaóxido de diyodo Óxido de Yodo (V) Anhídrido Brómico
I+7O-2I2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perbrómico
S+2O-2SO.sacar
mitades monóxido de azufre Óxido de azufre (II) Anhídrido
hiposulfuroso
S+4O-2SO2 dióxido de azufre Óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso
S+6O-2SO3 trióxido de azufre Óxido de Azufre VI Anhídrido sulfúrico
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
18
Se+6O-2SeO3 Trióxido de selenio Óxido de selenio (VI) Anhídrido selénico
As+3O-2As2O3 Trióxido de diarsénico Óxido de arsénico (III)
Anhídrido arsenioso
SALES SIMPLES.-Saleshidrácidas o Sales haloideas
Son compuestos formados por un elemento metálico( como catión) y un no
metálico (como anión).
Obtenidos al sustituir el hidrógeno de un hidrácido por un
metal.El anión del hidrácido (ej. cloruro) actúa con número de oxidación negativo y
el metal con número positivo (+).
Ejemplos
1. HCl + NaOHNaCl + H2O Acido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio 2. HCl + Ca(OH)2
CaCl2 2H2O Acido clorhídrico Hidróxido de calcio Cloruro de calcio
Nomenclatura: Para nombrar las sales de hidrácido se agrega el sufijo "uro" a la raíz del metal.
SALES SIMPLES Nomenclatura Stock Nomenclatura Tradicional
FeCl₂ Cloruro de hierro (II) Cloruro ferroso
FeCl₃ Cloruro de hierro (III)
Compuesto N. Clásica Stock
CaF₂ Fluoruro de calcio Flururo de calcio (II)
FeCl₃ Cloruro férrico Cloruro de hierro (III)
Fórmula Nombre tradicional Nombre con el Sistema Stock
HClac + CuOH --->CuCl + H2O Cloruro cuproso Cloruro de cobre (I)
2(HBr)+HgO ---> Hg2(Br)2 + H2O Bromuro mercúrico Bromuro de mercurio (II)
3.- ÁCIDOS OXOÁCIDOS
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
19
Lo
ácidos oxoácidos son compuestos ternarios, constituidos por :
Oxígeno Hidrógeno No metal
Fórmula general es: HnXmOp ,donde X es un no metal y n, m, p el número de átomos de cada uno de ellos. X puede ser también un metal de transición de estado de oxidación elevado como cromo, manganeso, tecnecio, molibdeno, etc
Característica de los Oxoácidos.- Cuando se encuentran en disolución acuosa, dejan protones en libertad, dando propiedades ácidas a las disoluciones.
La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación.¿ CÓMO SE OBTIENEN LOS OAXOÁCIDOS? Se obtienen por reacción de un óxido ácido (ó anhídrido) con el agua.
ANHÍDRIDO + AGUAOXOÁCIDOS
PREFIJOS IMPORTANTES ADMITIDOS PARA LOS OXOÁCIDOS
Tioácidos El prefijo tio delante del nombre de un ácido significa sustitución de O por S.
Peroxoácidos El prefijo peroxo delante del nombre de un ácido significa sustitución de un grupo –O- por el grupo –O-O-peroxo. –O-O- = peroxo –O-O- = peroxo
Diácidos Procede de la suma de una molécula de H2O a dos óxidos ácidos (o también condensación de dos moléculas de ácido con pérdida de una de H2O). Meta,piro y orto: Suma una, dos o tres moléculas de H2O al óxido ácido correspondiente (valencia impar).
H3BO3 Ácido (orto)bórico H2SO4 Ácido Sulfúrico
Cl+1O-2 Cl2O + H2O HClO Ácido hipocloroso
Cl+3O -2 Cl2O3 + H2O HClO2 Ácido cloroso
Cl+5 O -2 Cl2O5 + H2O HClO3 Ácido clórico
Cl+7 O -2 Cl2O7 + H2O HClO4 Ácido perclórico
S+2 O -2 SO + H2O H2SO2 Ácido Hiposulfuroso
S+4 O -2 SO2 + H2O H2SO3 Ácido Sulfuroso
S+6 O -2 SO3 + H2O H2SO4 Ácido Sulfúrico
C+4 O -2 CO2 + H2O H2CO3 Ácido Carbónico
Si+4O -2 SiO2 + H2O H2SiO3 Ácido Silícico
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
20
HBO2 Ácido Metabórico H2S2O7 Ácido Disulfúrico o Pirosulfúrico
H4B2O5 Ácido Pirobórico H2S2O8 ÄcidoPeroxodisulfúrico
H2CO3 Ácido Carbónico H2S2O3 Ácido Tiosulfúrico
HOCN Ácido Ciánico H2S2O6 Ácido Ditiónico
H4SiO4 Ácido Ortosilícico H2SO3 Ácido Sulfuroso
H2SiO3 Ácido Metasilícico H2S2O5 Ácido Disulfuroso o Pirosulfuroso
HNO4 Ácido Peroxonítrico H2S2O2 Ácido Tiosulfuroso
HNO3 Ácido Nítrico H2S2O4 Ácido Ditionoso (Hidrosulfuroso)
HNO2 Ácido Nitroso H2SO2 Ácido Sulfoxílico
H2N2O2 Ácido Hiponitroso H2SO5 Ácido Peroxo (mono) sulfúrico
H3PO4 Ácido (orto)fosfórico H2SxO6 Ácido politiónicos (x = 3, 4, …)
H4P2O7 Ácido Difosfórico o pirofosfórico
H2CrO4 Ácido Crómico
HPO3 Ácido Metafosfórico H2Cr2O7 Ácido Dicrómico
H3PO5 Ácido Peroxo (mono) fosfórico
HcrO4 Ácido Percrómico
H3PO3 Ácido (orto)fosfososo HClO Ácido Hipocloroso
H4P2O5 Ácido Difosforoso o Pirofosforoso
HclO2 Ácido Cloroso
H3PO2 Ácido Hipofosforoso HClO3 Ácido Clórico
HPO2 (meta)fosforoso HClO4 Ácido Perclórico
H3PO3S Ácido Monotiofosfórico
H5IO6 Ácido (orto)peryódico
H3AsS4 Ácido Tetratioarsénico
HmnO4 Ácido Permangánico
H3AsO4 Ácido (orto)arsénico H2MnO4 Ácido Mangánico
H3AsO3 Ácido (orto)arsenioso H2MnO3 Ácido Manganoso
HSCN Ácido Tiociánico
PEROXOÁCIDOS
Se obtienen sustituyendo un grupo oxo O2-, del ácido correspondiente,
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
21
Oxiácido Oxianión Oxiácido Oxianión
Hipo__oso Hipo____ito Piro___ico Piro____ato
__oso ____ ito Meta___ico Meta___ato
__ ico ____ ato Orto____ico Orto____ato
Per __ ico Per_____ato Orto____oso Orto____ito
por el grupo peroxoO22-.
-O- -O-O-
HNO3 se obtiene HNO4Ácido Peroxonítrico
H2CO3 se obtieneH2CO4 Ácido Peroxocarbónico
H2S2O7 se obtieneH2S2O8 Ácido Peroxodisulfúrico
H2SO4 se obtiene H2SO5 Ácido Peroxosulfúrico
TIOÁCIDOS
Los tioácidos se obtienen por la sustitución, en un ácido, de un átomo de oxígeno por otro de azufre. Se nombran añadiendo el prefijo “tio” al nombre del ácido correspondiente.
H2SO4 H2S2O3 ácido tiosulfúrico
H2SO3 H2S2O2 ácido tiosulfuroso
H3PO4 H3PO3S ácido tiofosfórico
SISTEMATICA-FUNCIONAL
H2S2O3 Ácido Trioxotiosulfato (VI) de hidrógeno
Ácido trioxotiosulfúrico (VI)
H2S2O2ÁcidoDioxotiosulfato (IV) de hidrógeno
Ácido dioxotiosulfúrico (IV)
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
22
H4P2O7 Ácido Pirofosfórico ( P2+5O7
-2)-4 Anión Pirofosfato (P2O7)-4
HPO3 Ácido Metafosfórico(P+5O3-2)-1Anión Metafosfato (PO3)
-
1H3PO4ÁcidoOrtofosfórico (P+5O4-2)-3AniónOrtofosfato(PO4)
-3
Características de los Hidróxidos
El ión o radical hidroxilo (OH-) es la función química que caracteriza a los Hidróxidos.
Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón).
HIDRÓXIDOS (BASES) (O-2
H+1
)-1
Los hidróxidos se caracterizan por tener el grupo anión hidróxido u Oxhidrilo (OH)-1, de valencia -1, unido a un metal (M). Se les llaman bases por el carácter básico de sus disoluciones acuosas. Según la IUPAC, se nombran con la palabra genérica hidróxido seguida del metal correspondiente en genitivo; si el metal necesita especificar la valencia, se utiliza la notación de Stock. El grupo hidróxido se coloca siempre a la derecha por ser más electronegativo que el metal.
FÓRMULAM+a(OH)-
1a
= M(OH)a NOMENCLATURA FÓRMULA STOCK TRADICIONAL
Fe+2(OH)-1 Fe(OH)2Hidróxido de hierro (II) Hidróxido Ferroso
Fe+3(OH)-1 Fe(OH)3 Hidróxido de fierro ( IIII) Hidróxido Férrico
Hg2+1(OH)-1 Hg2(OH)2 Hidróxido de mercurio (I) Hidróx. Mercurioso
Hg+2(OH)-1 Hg(OH)2 Hidróxido deMercurio II Hidróx. Mercúrico
Li+1(OH)-1 LiOHHidróxido de sodio
Na+1(OH)-1 NaOHHidróxido de sodio
Al+3 (OH)-1 Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
K+1 (OH)-1 KOHHidróxido de potasio
NH4+1(OH)-1 NH4OH Hidróxido de Amonio .
Nota: Éste hidróxido es la excepción a la regla de que el OH-se une con un catión metálico en los hidróxidos, pues el amonio es un catión NO METÁLICO
Pb+2(OH)-1 Pb(OH)2Hidróxido de PlomoII Hidróx. Plumboso
Pb+4(OH)-1 PB(OH)4Hidróxido de Plomo IV Hidróxido Plúmbico
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
23
Son resbaladizas al tacto.
Con el indicador anaranjado de metilo dan unacoloración amarilla, con la fenolftaleína presenta una coloración roja intensa y con el tornasol da un color azul.
Generalmente son corrosivas.
Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
Disuelven los aceites y el azufre.
Reaccionan con los ácidos para producir sales.
Propiedades
Los hidróxidos metálicos a temperatura ambiente, son sustancias sólidas. Los hidróxidos de los elementos del grupo IA de la tabla periódica funden a
temperaturas relativamente altas. La mayoría de los restantes hidróxidos metálicos se descomponen a altas temperaturas antes de fundirse.
Teniendo en cuenta su solubilidad en agua, los hidróxidos metálicos se clasifican en solubles y prácticamente insolubles.
Los elementos químicos del grupo IA (alcalinos) y algunos de los elementos del grupo IIA (alcalinos-térreos) de la tabla periódica forman hidróxidos solubles, el resto no lo son.
Los hidróxidos metálicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica y sí lo hacen fundidos o en disolución acuosa.
Obtención
La obtención de los hidróxidos varía de unos hidróxidos a otros. Los generalmente empleados en los casos que se indican, son los siguientes:
1. Electrolisis del cloruro del elemento correspondiente en disolución acuosa. Se aplica a los hidróxidos alcalinos. Tiene gran importancia industrial en el caso del NaOH -principalmente- y del KOH.
2. Por reacción del óxido correspondiente con el agua: Se aplica a los hidróxidos alcalinotérreos: calcio, estroncio y bario. Se usa mucho para la obtención del producto empleado en construcción, llamado cal apagada.
3. Por precipitación de sales del elemento correspondiente con hidróxidos alcalinos o amoniaco: Se utiliza en el caso de los hidróxidos muy poco solubles.
Aplicaciones
Los hidróxidos metálicos tienen gran aplicación en la industria, la vida y el laboratorio.
1. La propiedad de los álcalis de reaccionar con las proteínas es usada en la determinación del porcentaje de lana que posee los tejidos.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
24
2. Otros hidróxidos son utilizados en la medicina cuando se necesita la presencia de un medio básico en el organismo para combatir la acidez estomacal. Por ejemplo el hidróxido de aluminio.
3. El hidróxido de calcio se emplea en la industria azucarera para controlar la acidez del guarapo y en la agricultura para variar el grado de acidez de los suelos, además es utilizado en la construcción, para unir ladrillos y bloques y para repellar paredes y se utiliza en la odontología para reparar las dentaduras dañadas.
4. La disolución de hidróxido de bario (agua de barita) y de hidróxido de calcio (agua de cal) son utilizados para la identificación del dióxido de carbono.
5. La suspensión de hidróxido de calcio (lechada de cal) es utilizada como pintura y en la industria química.
6. La sosa y la potasa cáustica se utilizan en la fabricación de jabones.
7. Los hidróxidos de hierro (limonitas), además de ser menas de este metal, se usan en la preparación de pinturas para proteger el hierro y la madera.
8. Al presentar gran adsorción superficial se emplea en la depuración de aguas y en la eliminación de gases sulfhídricos del aire.
9. El hidróxido de sodio se utiliza en la fabricación del papel, jabones, fibras textiles, etc.
OXISALES (SALES NEUTRAS)
Son compuestos ternarios,poseen :METALNO METAL OXÍGENO
Ejemplo: Sulfato cúprico o de Cobre II, CuSO4 Unión del catión Cúprico
(Cu+2) con el anión Sulfato (SO4)-2
Se obtienen por neutralización total de un hidróxido con un ácido oxoácido. La reacción que tiene lugar es:
ÁCIDO OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO SAL NEUTRA + AGUA
. H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2H2O
Para nombrar las sales neutras, basta utilizar el nombre del anión
correspondiente y añadirle el nombre del catión.Si el anión tiene subíndice, se puede expresar con los prefijos multiplicativos bis, tris,
tetrakis, pentakis, etc
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
25
Ejemplo de Aniones
(S+4O3-2)2-=(SO3)
2-Sulfito (P+3 O 3-2)3-= (PO 3)
3-Fosfito
(S+6O4-2)2-= (SO4)
2-Sulfato (P+5O4-2)3-=(PO4)
3-Fosfato
(N+3O2-2)1-=(NO2)
1-Nitrito (S+4 O 3-2)2-=(S O 3)
2-Sulfito
(N+5O3-2)1-=(NO3)
1-Nitrato (S+6O4-2)2-=(SO4)
2-Sulfato
(Si+4O3-2)2- = (SiO3)
2- Silicato (Cr+6O4-2)2−=(CrO4)
2−Cromato
(Cr2+6O7
-2)2-=(Cr2O7)2-Dicromato (Cr2
+6O7-2)2−= (Cr2O7)
2−Dicromato
Los cromatos y los dicromatos son sales del ácido crómico y del ácido
dicrómico, respectivamente.
Regla de nomenclatura tradicional Para el NO metal de las
OXISALESOxidación Ejemplos:+1 ó +2 Hipo _____ ito(Cl+1O-2)-1 =
(ClO)-1Hipoclorito+3 ó +4 _____ ito(Cl+3O2-2)-1 = (ClO2)
-1Clorito+5 ó +6
_____ ato . (Cl+5O3-2)-1 = (ClO3)
-1Clorato . +7 per ______ ato (Cl+7O4-
2)-1=(ClO4)-1Perclorato
(S+4O3-2)2-=(SO3)
2-Sulfito (P+3 O 3-2)3-= (PO 3)
3-Fosfito
CA-TIÓN
ANIÓN FÓRMULA SISTEMÁTICA TRADICIONAL
Na+1 (Cl+1O-2)1- NaClO Oxoclorato (I) de sodio Hipoclorito sódico Na+1 (Cl+3O2
-2)1- NaClO2 Dioxoclorato (III) de sodio Clorito sódico Na+1 (Cl+5O3
-2)1- NaClO3 Trioxoclorato (V) de sodio Clorato sódico Na+1 (Cl+7O4
-2)1- NaClO4 Tetraoxoclorato (VII) de sodio Perclorato sódico K+ (S+4O3
-2)2- K2SO3 Trioxosulfato (IV) de potasio Sulfito potásico K+ (S+6O4
-2)2- K2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de potasio Sulfato potásico K+ (N+3O2
-2)1- KNO2 Dioxonitrato (III) de potasio Nitrito potásico K+ (N+5O3
-2)1- KNO3 Trioxonitrato (V) de potasio Nitrato potásico Ca2+ (S+6O4
-2)2- CaSO4 Tetraoxosulfato (VI) de calcio Sulfato cálcico Li+1 (C+4O3
-2)2- Li2CO3 Trioxocarbonato (IV) de litio Carbonato de litio
K+1 (Cl+5O2-2)1- KClO2 Dioxoclorato (III) de potasio Clorito potásico
Fe+3 (Br+5O3-2)1- Fe(BrO3)3 Tris[trioxobromato (V)] de hierro
(III)
Bromato férrico
Cu+2 (P+5O4-2)3- Cu3(PO4)2 bis[tetraoxofosfato (VI)] de cobre
(II)
(Orto)fosfato
cúprico
Al+3 (S+6O4-2)2- Al2(SO4)3 Tris[tetraoxosulfato (VI)] de
aluminio
Sulfato de Aluminio
Fe+3 (C+4O3-2)2- Fe2(CO3)3 Tris[trioxocarbonato (IV)] de hierro
(III)
Carbonato férrico
Sn2+ (Si+4O3-2)2- SnSiO3 Trioxosilicato (IV) de estaño Silicato de estaño
NH41+ (S+6O4
-2)2- (NH4)2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de amonio Sulfato amónico K+ (CN )-1 KCN Cianuro de potasio K+ (Cr2
+6O7-2
)2- K2Cr2O7 Heptaoxodicromato (VI) de potasio Dicromato potásico
(NH4) Cr2+6O7
-2)2- (NH4)2Cr2O7 Heptaoxodicromato (VI) de Amonio Dicromato de
amonio
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
26
Los cromatos contienen el ion (CrO4)2−, que les da un fuerte color amarillo. Los
dicromatos poseen el ion Cr2O72−, por lo que son de un color anaranjado intenso.
Características
Los átomos de cromo se encuentran en
estado de oxidación 6+ en ambos iones, tanto
cromato como dicromato, lo que hace que estos
compuestos sean por lo general fuertes oxidantes.
En solución acuosa, el cromato y el
dicromato se encuentran en equilibrio.
Al aumentar el pH de la solución, predomina el ion
cromato, mientras el dicromato predomina en un pH más bajo. Esto es un
clásico ejemplo del Principio de Le Châtelier. La concentración de cromato
también afecta al equilibrio.
Son usados en análisis ambiental para medir la Demanda química de
oxígeno.
Son cancerígenos. Todos los compuestos con cromo en estado de
oxidación 6+ son considerados tóxicos y cancerígenos.
Al ser usados como tituladores en una reacción de óxido-reducción, son
reducidos a cromo(III), Cr3+, de un color verdeazulado.
Los cromatos de sodio (Na2CrO4), de potasio (K2CrO4), y de amonio,
(NH4)2CrO4, son sólidos cristalinos solubles en agua y son los cromatos y
dicromatos más comúnmente usados como reactivos. En general, los
cromatos y dicromatos de metales pesados son poco o nada solubles en
agua por lo que carecen de utilidad como reactivos.
Estructuras
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
27
Estructura tetraédrica del ion cromato. (CrO4)
2− El ion dicromato, (Cr2O7)
2−, consiste en dos tetraedros unidos por un átomo de oxígeno.
El dicromato de amonio
El dicromato de amonio es una sal del hipotético ácido dicrómico (este ácido no
es un compuesto estable). Se trata de una sustancia con un color anaranjado
intenso. Es un oxidante fuerte y en contacto con
sustancias orgánicas puede producir explosiones e
incendios.
Es fundamentalmente conocido por su uso en la
demostración de la descomposición térmica de una
sustancia, ya que al ser calentada o encendida por
una llama, se produce la reacción:
La reacción se produce debido al poder oxidante del ion dicromato y al reductor
del ion amonio. Otro ejemplo es la reacción de descomposición explosiva
del nitrato de amonio. Actualmente esta experiencia se realiza cada vez menos
debido a latoxicidad de uno de los productos: el óxido de cromo III.
Aplicaciones
El dicromato de amonio era antiguamente usado en pirotecnia y en fotografía, y
actualmente se la utiliza como mordiente en la industria textil para purificar
grasas oaceites y como oxidante en síntesis orgánica.
Toxicología
El dicromato de amonio es tóxico. En contacto con la piel produce sensibilización y
alergias. Al igual que los cromatos, los dicromatossoncancerígenos. En el cuerpo
son confundidos por los canales iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el
núcleo de la célula. Allí son reducidos por la materia orgánica presente y
el cromo III formado, ataca a la molécula de ADN.
El Dicromato de potasio
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
28
El dicromato de potasio (K2Cr2O7) es una sal del
hipotético ácido dicrómico(este ácido en sustancia
no es estable) H2Cr2O7. Se trata de una sustancia
de color intenso anaranjado.
Es un oxidante fuerte. En contacto con sustancias
orgánicas puede provocar incendios.
Síntesis
El dicromato potásico se obtiene a partir del cromato potásico acidulando la
disolución correspondiente:
También se puede obtener por intercambio del catión a partir del dicromato de
sodio y cloruro de potasio:
Reacciones
Esta reacción se utiliza a veces para la determinación cualitativa del cromo(VI).
En presencia de iones de bario o de plomo(II) en disolución neutra o ligeramente
ácida precipitan los cromatos correspondientes en forma de sólidos amarillos.
Ambos se disuelven en ácidos fuertes, el cromato de plomo también en presencia
de base fuerte. Estas sustancias se utilizan como pigmentos en algunas pinturas
amarillas.
En disolución ácida y presencia de cloruro se forma el anión ClCrO4- que puede
cristalizar en forma de su sal potásica. Calentándolo con ácido
clorhídrico concentrado se forma cloruro de cromil (Cl2CrO4), una sustancia
anaranjada molecular que puede ser destilada de la mezcla de reacción.
Aplicaciones
El dicromato de potasio se utiliza en la galvanotécnica para cromar otros
metales, en la fabricación del cuero, en la fabricación depigmentos, como
reactivo en la industria química, para recubrimientos anticorrosivos
del cinc y del magnesio y en algunos preparados de protección de madera.
En química analítica se utiliza para determinar la demanda química de
oxígeno (DQO) en muestras de agua.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
29
Históricamente importante es la reacción del dicromato potásico con anilina impura
que utilizó W.H.Perkin en la síntesis de lamauveina, el primer colorante artificial.
Esta reacción era una de las primeras síntesis orgánicas industriales.
Toxicidad
El dicromato de potasio es tóxico. En contacto con la piel se produce
sensibilización y se pueden provocar alergias. Al igual que los cromatos, los
dicromatos son cancerígenos. En el cuerpo son confundidos por los canales
iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el núcleo de la célula. Allí son
reducidos por la materia orgánica presente y el cromo(III) formado ataca a la
molécula de laADN.
Residuos que contienen dicromato de potasio se pueden tratar
con sulfatode hierro(II)(FeSO4). Este reduce el cromo(VI) a cromo(III) que precipita
en forma del hidróxido o del óxido
Se utiliza en la realización de copias fotográficas, en la técnica denominada goma
bicromatada, inventada en 1839, y muy empleada por el movimiento fotográfico
llamado pictorialista hasta 1950.
El Cromato de potasio
El cromato de potasio (K2CrO4) es una sal ternaria de potasio con cromo en
estado de oxidación +6, por lo que es un fuerte oxidante.
Aplicaciones
Es utilizado como indicador químico amarillo utilizado para identificar la
concentración de ion cloruro en una solución con nitrato de plata.
Propiedades físicas
El cromato de potasio es un sólido cristalino de color
amarillo limón, muy estable y soluble en agua. Es una
sal tóxica y ecotóxica, como muchas sales de cromo.
Síntesis
El cromato de potasio se produce haciendo
reaccionar carbonato de potasio condicromato de potasio:
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
30
Reacciones
El ion cromato (CrO42-) reacciona con una gran variedad de iones metálicos
(Ba2+ Pb2+, Hg22+) uniéndose a ellos y precipitando el respectivo cromato:
Precauciones
Este compuesto es extremadamente tóxico, cancerígeno, puede producir defectos
reproductivos en caso de ingestión o inhalación. En el primer caso puede llegar a
ser fatal. Además, es un oxidante muy fuerte, por lo que reacciona veloz y
violéntamente con muchas sustancias. En contacto con compuestos orgánicos
puede reaccionar explosivamente.
. 1.- Sales ácidas. NaHCO3
C) Compuestos cuaternarios. 2.- Sales básicas. Al( OH )2NO3.
. 3.- Sales Dobles. CuCoAsO4
1.- SALES ÁCIDAS
Las sales ácidasson compuestos cuaternarios provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógenos de un ácido oxoácido por cationes.
Para nombrar las sales ácidas, la IUPAC propone que se designen anteponiendo al nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra hidrógeno, indicando con los prefijos mono (se omite), di, tri, etc., el número de átomos de hidrógenos presentes en la sal.
La palabra hidrógeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han sustituído la mitad de los hidrógenos, a veces se utiliza el prefijo bi
SALES SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
31
ÁCIDAS
Fe(HSO4)2 bis[hidrogenotetraoxosulfato
(VI)] de hierro (II)
hidrogenosulfato de
hierro (II)
sulfato ácido de
hierro (II)
Fe(HSO4)3 tris[hidrogenotetraoxosulfato
(VI)] de hierro (III)
hidrogenosulfato de
hierro (III)
sulfato ácido de
hierro (III)
Ca(HCO3)2 bis[hidrogenotrioxocarbonato
(IV)] de calcio
hidrogenocarbonato
de calcio
carbonato ácido
de calcio
Cu(H2PO4)2 bis[dihidrogenotetraoxofosfato
(V)] de cobre (II)
dihidrogenofosfato
de cobre (II)
fosfato diácido
de cobre (II)
Ca(HSO3)2 bis[hidrogenotrioxosulfato
(IV)] de calcio
hidrogenosulfito de
calcio
sulfato ácido de
calcio
NaHSO4 hidrogenotetraoxosulfato (VI)
de sodio
hidrogenosulfato
(VI) de sodio
sulfato ácido de
sodio
K2HPO4 hidrogenotetraoxofosfato (V)
de potasio
hidrogenofosfato
(V) de sodio
fosfato ácido de
potasio
KH2PO4 dihidrogenotetraoxofosfato
(V) de potasio
dihidrogenofosfato
(V) de potasio
fosfato diácido
de potasio
NaHCO3 hidrogenotrioxocarbonato (IV)
de sodio
hidrogenocarbonato
de sodio
carbonato ácido
de sodio
(bicarbonato
sódico)
Cr(HSO3)3 hidrogenotrioxosulfato (IV) de
cromo (III)
hidrogenosulfito de
cromo (III)
sulfito ácido de
cromo (III)
2.- SALES BÁSICAS
Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo OH-. Se nombran como las sales neutras, anteponiendo al nombre del anión el término hidroxi precedido de uno de estos prefijos: mono (se omite), di, tri, etc., que indica el número de grupos OH- que posee la fórmula. Se nombran también citando, en orden alfabético, el nombre del anión y el término hidróxido unidos por un guión. La palabra hidróxido lleva antepuesto un prefijo numeral (di, tri, etc.), que indica el número de ellos presentes en la fórmula.
Se pueden, también, nombrar como las sales neutras, pero intercalando
la palabra básico precedida del prefijo mono (se omite), di, tri, etc., según el número de grupos OH- presentes en la fórmula.
SAL BÁSICA SISTEMÁTICA Stock TRADICIONAL
Mg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de
magnesio hidróxido-nitrato
de magnesio nitrato básico de
magnesio Cu2(OH)2SO4 dihidroxitetraoxosulfato dihidróxido- sulfato dibásico de
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
32
(VI) de cobre (II) sulfato de cobre
(II) cobre (II)
Hg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de
mercurio
hidróxido-nitrato
de mercurio (II)
nitrato básico de
mercurio (II)
Ca(OH)Cl hidroxicloruro de calcio cloruro-hidróxido
de calcio
cloruro básico de
calcio
Ca(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de
calcio
hidróxido-nitrato
de calcio
nitrato básico de
calcio
Al(OH)SO4 hidroxitetraoxosulfato
(VI) de aluminio
hidróxido-sulfato
de aluminio
sulfato básico de
aluminio
Al(OH)2ClO4 dihidroxitetraoxoclorato
(VII) de aluminio
clorato-
dihidróxido de
aluminio
perclorato dibásico
de aluminio
Fe(OH)CO3 hidroxitrioxocarbonato
(IV) de hierro (III)
carbonato-
hidróxido de
hierro (III)
carbonato básico de
hierro (III)
Cd(OH)Br hidroxibromuro de cadmio bromuro-
hidróxido de
cadmio
bromuro básico de
cadmio
3.1- CON VARIOS CATIONES
3.- SALES DOBLES (TRIPLES)
3.2- CON VARIOS ANIONES
3.1.-SALES DOBLES (TRIPLES)CON VARIOS CATIONES
Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.
Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después
del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple, etc., según el
número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los
mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos
a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula.
En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.
Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.
Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después
del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple,etc., según el
número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los
mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos
a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula. En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.
SAL doble SISTEMÁTICA TRADICIONAL
KNaSO4 tetraoxosulfato (VI) de potasio y
sodio
sulfato (doble) de potasio y
sodio
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
33
CaNa2(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de calcio y
sodio
sulfato (doble) de calcio y
disodio
MgNH4AsO4 tetraoxoarseniato (V) de amonio y
magnesio
arseniato (doble) de amonio
y magnesio
RbNa3S2 disulfuro de rubidio y trisodio sulfuro (doble) de rubidio y
trisodio
CrNH4(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de amonio
y cromo (III)
sulfato (doble) de amonio y
cromo (III)
CoNaPO4 tetraoxofosfato (V) de cobalto y
sodio
fosfato (doble) de cobalto
(II) y sodio
MgKCl3 tricloruro de magnesio y potasio cloruro (doble) de magnesio
y potasio
CaMg(CO3)2 bis[trioxocarbonato (IV)] de calcio
y magnesio
carbonato doble de calcio y
magnesio
LiKNaPO4 tetraoxofosfato (V) litio, potasio y
sodio
fosfato triple de litio,
potasio y sodio
AlK(SO4) 2bis[tetraoxosulfato (VI)] de
aluminio y potasio
sulfato doble de aluminio y
potasio
MgNaCl3 tricloruro de magnesio y sodio cloruro doble de magnesio y
sodio
CuFeS2 disulfuro de cobre (II) y hierro (II) sulfuro doble de cobre (II) y
hierro (II)
SALES DOBLESCON VARIOS ANIONES.- Estas sales pueden
considerarse como el resultado de unir a un metal plurivalente, aniones
procedentes de ácidos que han perdido uno o varios iones hidrógeno.
Se nombran con las palabras genéricas de sus respectivos aniones, por orden
alfabético, y a continuación el nombre del metal.
Se escriben colocando a la izquierda de la fórmula el símbolo del metal seguido, sucesivamente, de los aniones.
SAL DOBLE
CON ANIONES
SISTEMÁTICA TRADICIONAL
CaClClO cloruro-monoxoclorato (I) de calcio cloruro-hipoclorito de calcio
AlBrCO3 bromuro-trioxocarbonato (V) de
aluminio
bromuro-carbonato de
aluminio
Ca3F(PO4)2 fluoruro-bis[tetraoxofosfato (V)]
de calcio
fluoruro-(bis)fosfato de
calcio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro-
bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio
cloruro-fluoruro-(bis)sulfato
de sodio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro-
bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio
cloruro-fluoruro-(bis)sulfato
de sodio
PbClPO4 cloruro-tetraoxofosfato (V) de
plomo (IV)
cloruro-fosfato de plomo
(IV)
PbCO3SO4 trioxocarbonato (IV) -
tetraoxosulfato (VI) de plomo (IV)
carbonato-sulfato de plomo
(IV)
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
34
Cómo se producen las soluciones salinas
Una solución salina, es el resultado de la reacción de un ácido fuerte con
una base fuerte , ésta resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La
explicación es que los contra iones de los ácidos fuertes y las bases débiles
son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería
el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.
Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Es la que
se produce porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene
tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua.
Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le
confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la
disolución resultante.
Químicamente: Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es
básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil,
tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis
del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio:que suele ser
de lo que usar diariamente en la casa con un uso practico.
QUÍMICA DE COMPLEJOS
En química se denomina complejo al tipo de estructura molecular que se encuentra
generalmente formada por un átomo (o grupo) central que posee orbitales de valencia no
ocupados; rodeado por un cierto número de moléculas o iones que poseen pares de
electrones no compartidos que pueden ser inyectados en los orbitales vacíos del grupo
central para formar enlaces coordinados.
El grupo central puede ser un átomo único, ya sea metálico o no, y puede poseer carga
positiva, negativa o carecer por completo de carga. En algunos casos el grupo central puede
ser una molécula.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
35
A los iones o moléculas capaces de inyectar su par de electrones no compartidos se les
denomina genéricamente ligandos, al aducto grupo central-ligando se le denomina
complejo y a los compuestos que contienen complejos en su constitución se les denomina
compuestos de coordinación.
Un ligando enlazado a un átomo central se dice que está coordinado a ese átomo. El
número de pares de electrones que es capaz de aceptar el átomo central se denomina
número de coordinación.
La mayor parte de los complejos posee como grupo central un ion metálico cargado
positivamente (catión), pero también los hay con átomos no metálicos, con átomos
cargados negativamente (aniones); y hasta con gases nobles o moléculas como grupo
central.
Estos compuestos reciben el nombre particular de complejos, porque en su momento fueron
así denominados para diferenciarlos de los compuestos "simples" y un poco como venganza
de parte de los primeros investigadores que se dedicaron a experimentar con ellos, porque
rápidamente llegaron a la conclusión de que la química de las reacciones estudiadas era
"realmente muy compleja".
La química de complejos tiene numerosas vertientes sirviendo para explicar cosas tan
vistosas como el color de las piedras preciosas, pasando por aplicaciones practicas tales
como el tratamiento de algunas intoxicaciones, la elaboración industrial de polímeros,
pigmentos, vidrios incoloros y coloreados, electrodepósito de metales, formulación de
ablandadores de agua pulidores de metales, detergentes y limpiadores, y hasta la base
teórica que sustenta la comprensión de la mayoría de las reacciones enzimáticas que
permiten la existencia de la vida.
Contenido
1Generalidades 2Historia 3Naturaleza de la unión átomo central-ligando 4Ligandos
o 4.1Ligandosmonodentados o 4.2Ligandospolidentados o agentes quelantes o 4.3Ligandosambidentados
5Carga y número de coordinación 6Formulación y nomenclatura
o 6.1Reglas de formulación o 6.2Reglas de nomenclatura
7Complejos Metálicos 8Estructura espacial de los complejos
o 8.1Geometría 8.1.1Lineal 8.1.2Trigonal plana
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
36
8.1.3Tetraédrica 8.1.4Cuadrada plana 8.1.5Bipiramidal trigonal 8.1.6Piramidal cuadradado 8.1.7Octaédrica 8.1.8Prismática trigonal 8.1.9Bipiramidal pentagonal 8.1.10Antiprismática cuadrada 8.1.11Bipiramidal hexagonal 8.1.12Tetraédrica triapicada 8.1.13Cúbica 8.1.14Prismática trigonal triapicada 8.1.15Índices de coordinación superiores a 9
9Isomería o 9.1Estereoisomería
9.1.1Isomería geométrica 9.1.2Isomería óptica
o 9.2Isomería estructural 9.2.1Isomería de enlace 9.2.2Isomería de esfera de coordinación
10Estructura electrónica de los complejos o 10.1Teoría del campo cristalino (TCC) o 10.2Teoría del enlace de valencia (TEV) o 10.3Teoría de orbitales moleculares (TOM) o 10.4Teoría del campo de ligantes (TCL)
11Coloración de los complejos 12Propiedades magnéticas de los complejos 13Propiedades químicas de los complejos 14Complejos en los seres vivos 15Véase también 16Bibliografía
Generalidades
Los átomos de los elementos metálicos tienen una clara tendencia a perder electrones para
convertirse en iones con carga positiva (cationes), esto es así porque en general poseen un
radio atómico elevado en relación a la carga de sus núcleos, lo que posibilita que sus
electrones de valencia se desprendan con mucha facilidad. (Al ser los electrones de valencia
los que se encuentran a mayor distancia del núcleo, son los que menos atracción
electrostáticaexperimentan y por lo tanto son los que se desprenden con menor dificultad.)
Esto lleva a pensar que los iones metálicos con carga positiva o cationes deberían ser muy
abundantes en la naturaleza. Sin embargo los cationes rara vez se pueden encontrar en
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
37
estado libre en la naturaleza, esto es así porque al perder uno o más electrones su radio
disminuye y su carga eléctrica aumenta. Un aumento en la relación carga/radio significa
una disminución de la estabilidad termodinámica.
En general los cationes poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente
interactúan con otros iones, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte
termodinámicamente más estable. A esta estabilización la consiguen ya sea interactuando
con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio molecular y una consiguiente
disminución de la relación carga/radio; o con iones de con carga negativa (aniones) los que
además de provocar un aumento en el radio molecular brindan una estabilidad adicional al
“aliviar” al catión con cargas negativas.
Es común que en estas asociaciones, las moléculas o iones que otorgan estabilidad al catión
central actúen como bases de Lewis, es decir, que al poseer uno o más pares de electrones
no compartidos sean capaces de "inyectar" esos electrones en orbitales vacíos del catión
para aumentar su estabilidad.
Los cationes metálicos casi siempre se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de
complejo que los estabiliza; con mucha frecuencia el agente acomplejante suele ser el
solvente donde se encuentra disuelto.
Una buena parte de las sales metálicas de los metales de los grupos principales y de
transición se encuentran hidratadas. Las aguas de hidratación se encuentran como ligandos
que rodean al metal, enlazándose a través de un par electrónico no compartido del agua. Un
ejemplo notable de esto son las sales de cobalto que se utilizan para "predecir el tiempo" en
algunos juegos infantiles, en estas el cobalto se encuentra coordinado por un número de
moléculas de agua que cambia con la humedad ambiental, el cambio en la coordinación del
cobalto provoca un cambio en el color de la sal, de azul a rosado al aumentar la humedad y
a la inversa.
La gran mayoría de la química de complejos trata de complejos con átomos centrales
metálicos cargados positivamente, sin embargo existen compuestos en los cuales estos
átomos centrales son no metálicos, o participan con carga cero, y hasta algunos en los
cuales tienen carga negativa.
Historia
A medida que se fue desarrollando la química, se sintetizaron una serie de nuevos
compuestos muy llamativos, especialmente por sus colores; los cuales, a falta de una
descripión más adecuada, tomaron los nombres de sus creadores, pues éstos no podían dejar
ocultos tan deslumbrantes descubrimientos; así fueron y aún son conocidos la Sal de
Magnus, 2PtCl2.2NH3 ó la Sal de Erdmann, KNO2.Co(NO2)2.2NH2. Otro de estos
deslumbrantes compuestos fue el Azul de Prusia (BerlinerBlau), KCN.Fe(CN)2.Fe(CN)3
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
38
producido por Diesbach en Berlín a comienzos del siglo XVIII. Este y muchos otros
compuestos fueron utilizados como pigmentos por los pintores de la época.
Estos compuestos presentaban dos notables propiedades que los diferenciaban de los
conocidos hasta el momento: Primero los brillantes cambios de color asociados a su
formación, y segundo la reactividad alterada de los iones que participaban.
No fue sino hasta mediados del siglo XIX que los químicos comenzaron a interesarse por la
verdadera naturaleza de su constitución y por su relación con otros compuestos más
sencillos.
Al principio se encontró, como se puede notar en las fórmulas arriba expresadas, que estos
compuestos parecían estar formados por la asociación de otros compuestos más sencillos.
Esto llevó a identificarlos como "compuestos moleculares", para diferenciarlos de los
"compuestos atómicos" más simples; y por último, se les dio el nombre de "COMPLEJOS",
para diferenciarlos de los compuestos simples. A decir verdad, éste era un nombre acertado
para la época, pues era difícil encontrarles una estructura valedera que pudiera explicar
todas sus propiedades. A la par de ello el número de complejos conocidos aumentaba a
medida que progresaba su estudio.
El desarrollo de modelos que permitieran explicar su naturaleza, tuvo que esperar la
aparición de teorías y modelos válidos para compuestos menos complicados. Los pasos
fundamentales en este sentido fueron en primer lugar, la definición de lo que se consideraba
un compuesto "verdadero", más conocida como Ley de las Proporciones Definidas,
propuesta por J.L. Proust en 1799, la cual establece que: "un compuesto determinado
siempre estará constituido por las mismas proporciones de sus elementos"; lo que hoy
conocemos como "estequiometría definida". Esta primera definición fue trascendental para
separar unos compuestos de otros, especialmente en el caso de los complejos.
Luego, en 1827, J.J. Berzelius introdujo el concepto de isomería, el cual complementa la
definición anterior pero introduce una pregunta clave: ¿Cómo se unen entre sí los átomos?
Para encontrar una respuesta a esta pregunta fue definitiva la teoría de los tipos, propuesta
por Ch. Gerhardt (hacia el año 1853), desarrollada para el amoníaco por Ch. A. Wurtz en
1849 y ampliada y trabajada por A. W. Von Hofmann, hoy conocida como "Teoría del
Amonio"; esta teoría fue una primera aproximación para explicar cómo estaban unidos los
átomos en los abundantes "complejos" que contenían amoníaco.
Simultáneamente, se desarrolla la "Teoría de la Fuerza de Combinación" o "Teoría de la
Atomicidad" (una primera aproximación al actual concepto de valencia), propuesta por E.
Frankland en 1852 como una extensión de la ley de las proporciones definidas; esta teoría
establece que "cada elemento sólo se puede unir a un número fijo de otros elementos"; así,
se podía asegurar que la atomicidad del Cinc siempre era dos y la del Nitrógeno o la del
Fósforo, 3 ó 5.
F.A. Kelulé en 1858, propone la noción de que muchos compuestos orgánicos tenían que
ser producto de la unión entre sí en forma de cadenas de átomos de carbono. Además de lo
conocido con anterioridad, esta noción influyó necesariamente en un segundo modelo
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
39
desarrollado en 1869 y sustentado con éxito durante varias décadas por los escandinavos
Blomstrand, profesor de Química en Lund (Suecia) y su alumno Jörgensen, más tarde
profesor en la Universidad de Copenhague y uno de los experimentadores más
sobresalientes de la química de la coordinación. Sin embargo el mismo Jörgensen habría de
sintetizar el compuesto que definiría la validez de su teoría, concluyendo al final que su
modelo, conocido como teoría de las cadenas, era incorrecto.
El reconocimiento de la verdadera naturaleza de los “complejos”, se inició con Alfred
Werner (1866-1919) profesor de Química en Zúrich, quien demostró que las moléculas
neutras que participaban en la formación del compuesto estaban directamente enlazadas al
metal, de manera tal que las sales complejas como el CoCl3.6NH3 debían ser formuladas
correctamente como [Co(NH3)6]3+
Cl3-
. También demostró que se originaban profundas
consecuencias estereoquímicas si se hacía la suposición de que las moléculas o iones
(ligandos) alrededor del metal ocupaban posiciones en los vértices de un cuadrado o de un
octaedro.
Alfred Werner, propuso que los átomos podían exhibir simultáneamente más de un tipo de
valencia. La primera parte de su teoría de la coordinación, publicada en 1893, puede
resumirse en los siguientes tres postulados:
1. La mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de valencia, la valencia
primaria o unión ionizable, hoy conocida como número de oxidación y la valencia
secundaria o unión no ionizable, hoy conocida como número de coordinación.
2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como su valencia
secundaria.
3. La valencia secundaria o número de coordinación, está distribuida en posiciones
definidas en el espacio.
Estos tres postulados daban una explicación satisfactoria a las preguntas que se venían
haciendo los químicos respecto a los "complejos". Tomando como ejemplo para la
aplicación de los postulados la bien conocida y estudiada serie de las aminasCoCl3.6NH3,
CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3, CoCl3.3NH3, se tiene que la valencia primaria o estado de
oxidación del cobalto en todos los casos es 3+, y la valencia secundaria o número de
coordinación de este ión es 6. El estado de oxidación 3+ del cobalto está compensado,
como se ve claramente en todos los casos, por 3 iones cloruro. En el primer ejemplo todos
los cloruros son iónicos y no forman parte del catión complejo [Co(NH3)6]3+
; el número de
coordinación 6 está satisfecho por 6 grupos NH3. En el segundo ejemplo, el número de
coordinación está satisfecho por 5 NH3 y 1 Cl-, [CoCl(NH3)5]
2+ y únicamente dos cloruros
son iónicos. En el tercer caso, 4 NH3 y 2 Cl-- satisfacen el número de coordinación
[CoCl2(NH3)4]+y en el último caso lo satisfacen 3 NH3 y 3 Cl
--, [CoCl3(NH3)3].
El tercer postulado llevó a Werner a afirmar que la presencia de isomería óptica para
complejos del tipo [M(AA)3] (Donde AA es un ligando bidentado) era evidencia de una
estructura octaédrica y que esta isomería era debida a la asimetría de la molécula; algunos
químicos orgánicos rebatieron su hipótesis aduciendo que la actividad óptica se debía a la
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
40
presencia de átomos de carbono en la estructura y que esta propiedad era exclusivamente
debida al carbono. Esta controversia llevó a Werner y su grupo en 1914 a sintetizar el más
extraordinario complejo de la época [Co(Co(NH3)4)3(OH)6], el cual no contenía carbono en
su estructura; éste compuesto presentó, como hoy es obvio, isomería óptica, consolidando
la teoría de la coordinación, y además mostrando que esta isomería es una función de las
operaciones de simetría de las moléculas en general y no específica de un único tipo de
átomo. Esta conclusión constituye un argumento más para considerar la química como una
sola, con normas generales, y derrumbar murallas impuestas artificialmente entre la
química orgánica y la inorgánica.
Werner obtuvo el Premio Nobel en 1913 por el desarrollo de su teoría de la coordinación.
En sus conceptos fundamentales, ésta teoría continúa vigente ya que permite explicar
correctamente muchos de los aspectos estructurales de los compuestos de coordinación.
Los estudios estereoquímicos de Werner fueron seguidos más tarde por las ideas de G. N.
Lewis y N. V. Sidgwick, quienes propusieron que eran los electrones de la última orbita de
un átomo los responsables de los enlaces químicos y que "un enlace químico requería
compartir un par de electrones" de manera tal que quedara cumplida la condición que cada
átomo participante en el enlace obtuviera al final ocho electrones en su capa más externa
(Regla del octeto).
Con respecto a los compuestos de coordinación, Lewis postuló que: "los grupos que están
unidos al ión metálico, conformando la entidad de coordinación, poseen pares libres de
electrones, es decir, que no están compartidos en un enlace" y definió el número de
coordinación como "el número real de pares de electrones que están unidos al átomo
metálico".
En otro aspecto de su teoría, Lewis propuso una definición más general para ácidos y bases,
en la cual una base es aquella que tiene un par libre de electrones que puede donar a otro
átomo, mientras que un ácido es la sustancia que puede aceptar un par libre de electrones
para formar un enlace. En este sentido, el ión metálico en un complejo es un ácido de Lewis
y los grupos que están unidos a este ión en la entidad de coordinación son bases de Lewis.
Lewis propuso su modelo en 1916 y Sidgwick lo amplió hacia 1927, y resultó una
verdadera revolución en la química porque permitió explicar de manera sencilla la
naturaleza del enlace químico en compuestos sumamente diversos, llegando por ejemplo a
considerar bajo esta óptica, a toda la química de complejos como simples reacciones ácido-
base.
EL modelo de Lewis fue posteriormente ampliado y completado por la Teoría del Enlace de
Valencia (TEV) y la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) que nos permiten actualmente
interpretar la gran mayoría de las reacciones y propiedades de los complejos.
Naturaleza de la unión átomo central-ligando
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
41
Ejemplo de un ión complejo octaédrico
Normalmente los ligandos son
aniones, moléculas polares o
fácilmente polarizables que poseen
pares de electrones de valencia no
compartidos, tales como H2O, NH3,
X-, RCN
-, etc. Esto permitiría explicar
en principio de manera sencilla las
atracciones que se establecen entre
ligandos y cationes como de
naturaleza electrostática: el par de
electrones del ligando es intensamente
atraído por la alta carga del catión,
forzando a la molécula o anión que lo
posee a acercarse.
Sin embargo esta aproximación no permite explicar cómo se forman los complejos con
átomos centrales neutros o con carga negativa.
Una mejor aproximación es considerar a la unión átomo central-ligando como un tipo
particular de aducto de Lewis en el cual participan los electrones del par electrónico no
compartido del ligando y los orbitales vacíos (en especial los orbitales d o f) del catión
central. En este enlace el ligando aporta un par de electrones de valencia no compartidos
(base de Lewis), y el catión central los acepta (ácido de Lewis) para formar uno de los
enlaces covalentes del complejo.
La unión entre átomo central y ligando es por tanto de tipo covalente.
Este tipo de unión covalente en el cual uno de los átomos aporta los dos electrones del
enlace, recibe el nombre de enlace covalente coordinado.
Con base en este modelo, algunos autores hacen una diferencia entre el enlace covalente
propiamente dicho, en donde se supone que cada átomo comprometido aporta un electrón
para formar el enlace por par electrónico, y el enlace de coordinación, en donde se propone
que sólo uno de los átomos comprometidos en el enlace aporta el par de electrones. Si bien
esta diferenciación ayuda a entender el origen del enlace, una vez formado el compuesto de
coordinación ya no tiene sentido, puesto que los enlaces son equivalentes. El caso más
sencillo para ilustrar lo anterior es el del H3N y el H3N-H+ o mejor NH4
+, en el que se
podría pensar que este último enlace es diferente por ser coordinado y en algunos textos
hasta se llega a representar como H3N-> H+; sin embargo, el ión NH4
+ es un tetraedro
regular, en el que cada uno los cuatro enlaces es equivalente a los otros y por lo tanto,
imposible de diferenciar.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
42
La facilidad con la cual se forma este enlace covalente es explicada de manera sencilla por
la capacidad del átomo central para deformar la nube de electrones del ligando, esta
capacidad es tanto mayor cuanto mayor es la relación carga/radio del mismo.
Esto permite deducir por qué los cationes, y en especial aquellos con mayor carga y menor
tamaño son los que forman complejos con mayor facilidad.
Son los orbitales f los que participan en los metales de transición interna
Esta última regla tiene, sin embargo,
algunas desviaciones: por ejemplo el
cromo Cr3+
que tiene un radio iónico de
0.62 Å forma complejos con mayor
facilidad que el aluminio Al3+
, que
posee un radio iónico de 0.45 Å. En
estos casos cabe considerar el
impedimento que poseen determinados
aniones o moléculas de gran tamaño
para acercarse lo suficiente para formar
el enlace a orbitales vacíos del átomo
central, acercamiento que es impedido
en primera instancia por la
ineexistencia de orbitales vacíos y en
segundo lugar por la interferencia de
otras moléculas de ligando similares
(impedimento estérico). Es por ello que
la química de coordinación está
dominada por los metales de transición y de transición interna, ya que son átomos capaces
de adquirir elevadas relaciones carga/radio, que poseen en general un gran número de
orbitales de valencia desocupados (orbitales d en metales de transición y orbitales f en los
de transición interna), y que aun así poseen un radio lo suficientemente elevado como para
permitir el acercamiento de un gran número de ligandos.
Ligandos
Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que
cuenten al menos con un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se
encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica, y entre ellos los más
importantes son el oxígeno y el nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre,
cloro, flúor, etc.
Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan
“ligandosmonodentados", mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el
nombre de “ligandospolidentados” o agentes quelantes, existe también un tercer tipo de
ligandos conocidos genéricamente como “ambientados” que son en realidad ligandos que
actúan como monodentados, pero de dos maneras diferentes.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
43
Ligandosmonodentados
Los ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al átomo central, de allí el
nombre monodentado que proviene de una combinación de palabras en griego y latín que
quiere decir un único diente. Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un
único átomo donador de electrones tales como el amoníaco (NH3), el agua (H2O), o los
aniones halogenuro (X-), alcóxido (RO
-), o alquilo (R
-) entre otros.
Cuando se forma un complejo metálico a partir de un ligando monodentado se alteran
notoriamente las propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el
acomplejamiento provoca un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez se traduce en
una disminución en la fuerza de atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo
general provoca un aumento en la solubilidad del ion, o, mejor expresado, una disminución
de su tendencia a precipitar.
Ligandospolidentados o agentes quelantes
Los ligandos de este tipo son capaces de establecer dos o más uniones simultáneas con el
átomo central, pueden ser bidentados, tridentados, tetradentados etc. A este tipo de agentes
se les suele llamar también "agentes quelantes" de la palabra griega kela que significa
"pinza" porque el tipo de estructura espacial que forma con el átomo central se asemeja
muchas veces a un cangrejo con el átomo central atrapado entre sus pinzas. Muchas veces
se utiliza a los agentes quelantes como agentes precipitantes, ya que al ser capaces de
establecer dos o más uniones simultáneas pueden funcionar como "puentes" entre dos o
más átomos centrales, llevando a la formación de enormes agregados macromoleculares
que precipitan con facilidad.
Entre este tipo de compuestos encontramos por ejemplo a los aniones fosfato (PO43-
) ,
carbonato (CO32-
), oxalato (-OOC-COO-), etilendiamina (H2N-CH2-CH2-NH2) bipiridina;
un ligando polidentado de enorme importancia por la cantidad de usos que tiene es el
EDTA, el EDTA posee seis sitios de unión.
Ligandosambidentados
Este típo de ligandos podría considerarse un caso especial de los ligandospolidentados,
porque poseen más de un átomo capaz de donar pares de electrones no compartidos, sin
embargo poseen un tamaño demasiado pequeño como para ser capaces de donar electrones
con ambos átomos a la vez, y en lugar de ello se enlazan de una manera ú otra dependiendo
de las circunstancias.
Dentro de este grupo encontramos por ejemplo a los aniónestiocianato (S=C=N-), nitrito
(O=N-O-) e isotiocianato (NC-S-)
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
44
Carga y número de coordinación
La carga total del ion complejo se determina por la sumatoria de las cargas del átomo central, más la de los ligantes que participan; por ejemplo en el ion hexacianoferrato (III) [Fe(CN)6], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones cianuro posee carga -1, luego:
6 * ( − 1) + 3 = − 3, que es la carga total del ión.
Los ligandos se unen al átomo central en una región bastante próxima al mismo llamada esfera de coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando interactúen con los orbitales vacíos del átomo central.
Cada uno de los átomos del ligando que accede a la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo donador.
El número de coordinación de un átomo central en es directamente el número de pares de electrones que recibe de los átomos del o de los ligandos. Este valor depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan en el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el complejo [Fe(F)6]
3- (número de coordinación=6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones cloruro [Fe(Cl)4]
- (número de coordinación=4) debido al tamaño mayor de éste último.
Formulación y nomenclatura
Para expresar la fórmula de los compuestos de coordinación es conveniente tener presentes las reglas de formulación recomendadas por IUPAC, estas reglas son:
Los complejos se escriben entre corchetes Dentro de los corchetes se escriben primero los cationes, luego los aniones
y por último las especies neutras. De haber dos o más especies con el mismo tipo de carga, se ordenan
alfabéticamente de acuerdo al átomo que se encuentra unido al átomo central.
Por último y por fuera de los corchetes, se escribe como superíndice la carga total del complejo.
Así por ejemplo el hipotético complejo formado por 1Co3+, 3NH3 1H2O, 1Cl- 1F- se escribiría correctamente como:
[CoClF(NH3)3(H2O)]+
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
45
Reglas de nomenclatura
En cuanto a la nomenclatura IUPAC recomienda:
Tener presente en primer lugar si se trata de un complejo aniónico (con carga negativa) catiónico (con carga positiva) o si se trata de una especie neutra.
Por ejemplo:
[CrCl(NH3)5]2+ es un complejo catiónico
[Co(CN)6]4- es un complejo aniónico
[CuBr2(NH3)2] es un complejo neutro
Al nombrarlo se citan primero los ligandos, y estos en orden alfabético.
Los ligandosaniónicos se citan por su nombre habitual, por ejemplo H- (hidruro) o ClO4
- (tetraoxoclorato). Aunque existen un cierto número de ligandos con nombres especiales:
F- : fluoro Cl- : cloro Br-: bromo I- : yodo O2
-: oxo OH-: hidroxo O2
2-: peroxo HS- : mercapto S2
-: tio CN- : ciano
Para los ligandos neutros se utiliza su nombre habitual, con excepción de:
H2O : Aqua NH3 : Ammina
Los grupos NO (nitrosilo) y CO (cabonilo) se consideran ligandos neutros.
El orden alfabético no considera los prefijos numéricos que indican la presencia de varias moléculas de un mismo ligando. Por ejemplo aqua, diaqua y triaqua van antes que ciano.
Se utilizan los prefijos di-, tri-, etc., para especificar el número de cada clase de ligando sencillo (unidentado).
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
46
Para ligandos complicados (agentes quelantespolidentados), se usan otros prefijos:
2 = bis 3 = tris 4 = tetraquis 5 = pentaquis 6 = hexaquis
El nombre de los ligandos complicados se escribe encerrado entre paréntesis.
Los ligandosambidentados reciben un nombre diferente de acuerdo a cuál sea el átomo que se une al grupo central.
Por ejemplo:
NO2> si se une a través del oxígeno (-O-NO) se denomina nitrito, pero si lo hace a través del nitrógeno (<-:NO2) se denomina nitro. SCN si se une a través del azufre (-S-CN) se denomina tiocianato, pero si se une a través del nitrógeno (-NCS) se denomina isotiocianato.
Una vez que ya se han nombrado todos los ligandos, se nombra al átomo central de la siguiente manera:
Si se trata de un complejo ANIONICO se utiliza la raíz del nombre del átomo central seguida de la terminación ATO, y al final entre paréntesis se escribe el estado de oxidación del átomo central con números romanos (Sistema de Stock)
Por ejemplo:
[Fe(CN)5(H2O)]2-: iónaquapentacianoferrato (III)
Si se trata de un complejo CATIONICO o NEUTRO no se añade ningún sufijo al nombre del átomo central.
Por ejemplo:
Ni(CO)4 : tetracarbonilníquel (0) [Fe(H2O)6]
2+ : iónhexaaquahierro (II)
Las sales de iones complejos se denominan como cualquier otra sal, teniendo en cuenta el nombre del anión o catión complejo.
Por ejemplo:
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
47
K4[Fe(CN)6] hexacianoferrato (II) de potasio Mg2[Ni(NCS)6] hexakis(isotiocianato)niquelato(II) de magnesio [Co(H2O)6]Cl2 cloruro de hexaaquacobalto(II) [Cu(NH3)4]SO4 sulfato de tetramminacobre(II) [CoBr2(en)2]Cl cloruro de dibromomobis(etilendiamina)cobalto(III) [Pt(NH3)4][PtCl6)] hexacloroplatinato(IV) de tetraamminplatino(II)
Complejos Metálicos
Prácticamente todos los compuestos metálicos están formados por algún tipo de complejo (con excepción de los metales en estado de vapor, plasmas y aleaciones). Por lo que el estudio de la química de coordinación es prácticamente el estudio de la química inorgánica, desde el momento que la química de coordinación es la química de la mayor parte de la tabla periódica. Los átomos y iones metálicos solo existen en la fase condensada rodeados por ligandos.
Las áreas de la química de coordinación de metales pueden ser clasificadas de acuerdo a la naturaleza de sus ligandos. A grandes razgos en:
Química de coordinación clásica (O de los "complejos de Werner"): aquí los ligandos se unen a los metales, casi exclusivamente, por medio de "pares solitarios de electrones" que provienen del grupo principal de átomos del ligando.
Ej:
(H2O, NH3, Cl-, CN-, en-. [Co(EDTA)]−, [Co(NH3)6]Cl3, [Fe(C2O4)3]K3
Química organometálica: los ligandos son compuestos orgánicos sencillos (alquenos, alquinos, alquilos) como así también ligandos de estructura similar a los orgánicos tales como fosfinas, hidruro y carbonilo.
Ej:
(C5H5)Fe(CO)2CH3
Química bioinorgánica: los ligandos son compuestos orgánicos producidos por seres vivos, en especial cadenas laterales de aminoácidos, y muchos cofactores tales como las [[porfirina|porfirinas]
Ej:
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
48
Hemoglobina, vitamina B12 (cianocobalamina), clorofila
Química de clústers (grupos), en esta los ligandos son todos los citados anteriormente y además incluye a otros metales como ligandos.
Ej:
Ru3(CO)12
Aunque en muchos casos es difícil clasificar a un caso dentro de un grupo particular y es más fácil interpretarlo como una combinación de varios de ellos.
Ej:
[Fe4S4(Cisteinil)4]2−]
que es en realidad un clúster contenido dentro de una proteína biológicamente activa.
La mineralogía, la tecnología de materiales, y la química del estado sólido (mientras se aplique a iones metálicos); pueden ser consideradas subdivisiones de la química de coordinación, en el sentido de considerar a metales rodeados de ligandos. En muchos casos estos ligandos son óxidos o sulfuros. Es verdad que el foco de la mineralogía, la tecnología de materiales y la química del estado solido difiere del foco usual de la química de coordinación. Las primeras se ocupan principalmente de estructuras poliméricas, y de las propiedades que se derivan de los efectos colectivos de un enorme número de metales interconectados. Mientras que la segunda, en contraste, se enfoca en la reactividad y propiedades de complejos que contienen átomos metálicos individuales, o pequeños agrupamientos de átomos; pero aun así los metales se encuentran coordinados, y los lineamientos y principios considerados para complejos también se les aplica.
Estructura espacial de los complejos
Las estructuras moléculares en la química de coordinación se encuentran primeramente descriptas por el número de coordinación, es decir por el número de ligandos unidos al grupo central (más específicamente, al número de enlaces sigma entre ligandos y grupo central). Normalmente es posible contar los ligandos unidos, pero algunas veces la cuenta de ligandos puede tornarse un poco ambigua. El número de coordinación se encuentra normalmente comprendido entre uno y nueve, pero no son extraños números de coordinación aun mayores para los lantánidos y actínidos. El número de coordinación va a depender del tamaño, carga, y configuración electrónica del grupo central y de los ligandos.
Los iones metálicos pueden presentar más de un número de coordinación.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
49
La química de los complejos se encuentra dominada por las interacciones entre los orbitales moleculares s y p del ligando y los orbitales d de un ión metálico central. En conjunto los orbitales s, p y d del ión central pueden acomodar 18 electrones (ver la regla de 18 electrones), aunque para elementos del bloque f, esta regla se extiende hasta 32 electrones. El número máximo de coordinación para determinado elemento se encuentra por lo tanto relacionado con su configuración electrónica, (más específicamente con el número de orbitales vacíos que posee), y a la relación entre el tamaño de los ligandos y del grupo central. Grupos centrales grandes y ligandos pequeños permiten números de coordinación elevados, por ejemplo el [Mo(CN)8]
4-. Grupos centrales pequeños y ligandos de gran tamaño tienden a desarrollar números de coordinación pequeños, por ejemplo Pt[P(CMe3]2. Es debido precisamente a su gran tamaño, que los lantánidos, actínidos y primeros elementos de transición tienden a desarrollar números de coordinación elevados.
De los diferentes números de coordinación resultan diferentes arreglos estructurales. La mayoría de las estructuras siguen un patrón cuasiesférico, (o, visto de otro modo, como si el grupo central se encontrara en medio de un poliedro y los grupos ligandos se ubicaran en los vértices del mismo). Es en estos puntos donde es posible que se produzca el solapamiento entre los orbitales de los ligandos y el grupo central. Las repulsiones ligando-ligando tienden a dirigir esta organización hacia determinadas geometrías regulares que minimizan las interferencias. Hay sin embargo, numerosos casos de desviaciones de estas organizaciones regulares, por ejemplo en los casos donde se unen ligandos de diferentes tipos, lo que causa diferentes longitudes de enlace, apartando a los ligandos de su organización cuasiesférica, o cuando se producen distorsiones por efectos electrónicos, por ejemplo en la distorsión de Jahn-Teller.
Geometría
Para los números de coordinación entre dos y nueve los arreglos geométricos más comunes que se presentan en complejos son aquellos que tienden a minimizar las fuerzas de repulsión entre orbitales de la capa de valencia
Se deben notar sin embargo algunas excepciones y previsiones.
La descripción idealizada para números de coordinación 5, 7, 8 y 9, a menudo es geométricamente indistinta de estructuras alternativas con ángulos L-M-L (ligando-metal-ligando) ligeramente distintos. El ejemplo clásico de esto es la diferencia entre las estructuras piramidal cuadrada y bipiramidal trigonal.
Debido a algunos efectos electrónicos especiales, tales como la estabilización de segundo orden Jahn-Teller, ciertas geometrías se ven
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
50
favorecidas frente a otras estructuras posibles. Por ejemplo, para algunos compuestos con número de coordinación seis, la geometría prismática trigonal se ve favorecida por estabilización y es la adoptada por el complejo en lugar de la octaédrica.
Lineal
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo lineal
La Lineal es la estructura de menor energía para un número de coordinación dos. En esta disposición el grupo central se encuentra entre los dos grupos ligandos y los tres forman una línea con un ángulo de enlace L-M-L de 180º
Trigonal plana
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo trigonal
La geometría molecular trigonal plana es la estructura que minimiza las interacciones para un número de coordinación tres. En esta disposición el grupo
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
51
central se encuentra en el centro de un triángulo equilátero y los grupos ligandos se ubican en los vértices del mismo, con un ángulo de enlace L-M-L de 120º
Tetraédrica
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo tetraédrico, con un catión en el
centro
La estructura tetraédrica es la de menor energía posible para un número de coordinación cuatro. En esta disposición el grupo central se encuentra en medio de un tetraedro regular y los grupos ligandos se ubican en los vértices del mismo con un ángulo de enlace L-M-L de 109,5º
Esquema de esferas en 3d de un complejo tetraédrico
Cuadrada plana
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
52
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo cuadrado plano
La geometría molecular cuadrada plana es otra estructura posible para un número de coordinación cuatro, en esta los cuatro ligandos se disponen en un mismo plano en los vértices de un cuadrado. aparentemente es de energía mayor que la tetraédrica ya que los ángulos L-M-L son de 90º, pero aquí participan en general repulsiones debidas a orbitales con pares solitarios que se encuentran en posiciones polares.
Bipiramidal trigonal
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo bipiramidal trigonal
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
53
La geometría molecular bipiramidal trigonal es la que maximiza los ángulos de separación, y por lo tanto minimiza la energía para un número de coordinación de cinco. se puede ver como dos tetraedros unidos por la base y está muy próxima en energía a su isocoordinada. Esta disposición es anisotrópica, los ligandos en posición ecuatorial se encuentran separados 120º entre sí, pero un ligando ecuatorial se encuentra separado 90º de uno polar.
Piramidal cuadradado
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo piramidal cuadrado
La geometría molecular piramidal cuadrada se obtiene desplazando ligeramente uno de los vertices polares de una bipirámide trigonal hasta dejarlo en el mismo plano que el formado por dos de los vertices ecuatoriales y el restante vértice polar.
Octaédrica
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo octaédrico
La octaédrica es la más típica disposición geométrica para los elementos de transición, y no resulta difícil ver porqué, si pusiéramos una esfera en el interior de un cubo (esfera inscrita), la esfera tocaria las caras del cubo en los vértices de un octaedro. Esta disposición consta de cuatro ligandos colocados en un mismo plano (llamado plano ecuatorial) y un ligando a cada uno de los lados de ese plano en "posición polar", en esta estructura el
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
54
mínimo ángulo entre ligandos es de 90º.
Prismática trigonal
Ejemplo de la disposición espacial de los enlaces en en un complejo prismático
trigonal, el Tris(cis-1,2-difeniletilen-1,2-ditiolato)renio
La geometría molecular prismática trigonal es la siguiente en estabilidad para un número de coordinación seis, suele ser de menor estabilidad porque implica que los ligandos de los vértices del prisma queden enfrentados unos a otros, esta interferencia se minimiza en la disposición octaédrica (que en cierta forma podría ser considerada un antiprisma trigonal, donde se ha girado la cara superior para que los vértices no queden enfrentados). Por lo general esta estructura se presenta por una estabilizacion debida a algún otro factor no exclusivamente geométrico, por ejemplo por distorsión forzada de orbitales.
Bipiramidal pentagonal
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo
bipiramidal pentagonal
La configuración bipiramidal pentagonal es la preferida para un número de coordinación siete,
como su nombre lo indica se puede ver como dos pirámides de base pentagonal unidas por la base.
Antiprismática cuadrada
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
55
El complejo [XeF8]2- presenta geometría antiprismatica cuadrada
La geometría molecular antiprismática cuadrada es la configuración de menor energía entre las tres posibles configuraciones para un número de coordinación ocho, se puede pensar como un cubo en el que se ha girado la cara superior para que los vértices no queden enfrentados.
Esquema de la geometría antiprismatica cuadrada
Bipiramidal hexagonal
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
56
El complejo [UO2(Acetato O, O')3] presenta una geometría bipiramidal hexagonal
La estructura molecular bipiramidal hexagonal es la siguiente en estabilidad para un número de coordinación ocho.
Tetraédrica triapicada
El complejo [Y(OH)8]3+ presenta una
geometría tetraédrica triapicada
La estructura molecular tetraédrica triapicada es una estructura muy extraña entre los metales de transición, pero para elementos de
transición interna resulta ser la estructura que minimiza todas las interacciones entre ligandos y las distorsiones orbitales por lo que se presenta incluso en compuestos muy sencillos tales como el ThCl4. Puede ser racionalizado como un dodecaedro de caras triangulares.
Esquema espacial de la estructura tetraédrica
triapicada (dodecaedro de caras triangulares
Cúbica
El complejo [U(CNS)8]4- presenta una clara
geometría cúbica
Es la geométricamente menos estable de las configuraciones para el
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
57
número de coordinación ocho y prácticamente no existe para los elementos de transición, aunque parece ser bastante común entre los elementos de transición interna, principalmente debido a que los orbitales f(xyz) apuntan hacia los vértices de un cubo, lo que disminuye la distorsión de estos orbitales al interactuar con los ligandos.
Prismática trigonal triapicada
El complejo [Pu(H2O)9]3+ es un claro ejemplo de una geometría prismática trigonal
triapicada
La Prismática trigonal triapicada es la geometría más regular y estable que existe para un número de coordinación nueve. La aproximación más sencilla para comprender esta estructura tridimensional es imaginarse un prisma trigonal y a media altura insertar un triángulo de modo que los vertices de este queden apuntando al centro de las caras cuadradas del prisma.
Índices de coordinación superiores a 9
Aunque más de las dos terceras partes de los complejos conocidos presentan índices de coordinación entre 6 y 9, se conocen algunos ejemplos de lantánidos y actínidos con índices de coordinación superiores: 10, 11 ó 12.
El número de coordinación 12 presenta un mayor número de ejemplos que el número de coordinación 10 y son muy pocos los descritos para número de coordinación 11. Sin embargo debe mencionarse que, en todos los casos, son complejos que implican ligandos quelato o macrociclo, no se conocen ejemplos de complejos con índices de coordinación mayores que 9 formados por ligandosmonodentados.
Para un número de coordinación 12, cabría esperar una estructura regular con forma icosaédrica, sin embargo esta estructura prácticamente no existe en la química práctica, por el contrario la gran mayoría de las estructuras descriptas corresponden a tetraedros truncados, cubooctaedros o cubos tetraapicados.
En base a estas estructuras existen trabajos de química computacional que concluyen que en realidad la mejor manera de plasmar los índices de coordinación superiores a 9 es mediante esquemas de enlace más simples (tetraedro, bipirámide trigonal u octaedro) y que las estructuras pseudoregulares observadas son en realidad una consecuencia de la interacción de los orbitales del ligando
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
58
quelato con la gran superficie de los orbitales 4f, 5f, 5d o 6d del grupo central, y no sólo es debida a la coordinación con los átomos dadores.
Isomería
Isomería es la propiedad que relaciona dos o más compuestos que poseen el mismo tipo y número de átomos, pero organizados estructuralmente de manera diferente.
Por razones de claridad se lo ha ubicado en una sección diferente, aunque técnicamente se encuentra dentro del estudio de la geometría de complejos.
La organización estructural de un determinado complejo es, en general, fija y estable, y se encuentra determinada por la disposición de menor energía posible, (esto es más o menos equivalente a decir que adopta la disposición con menores tensiones internas), sin embargo en algunos de estos casos existe más de una arquitectura con energías equivalentes o muy similares, lo que permite que los componentes de ese complejo adopten más de una disposición estructural. En esos casos se presenta la isomería de complejos.
Existe una gran variedad de tipos de isomería en los complejos de coordinación, sólo comparable en complejidad por la isomería de los compuestos de carbono.
Estereoisomería
Estereoisomería es el tipo de isomería que se produce cuando en dos cumpuestos existen no sólo el mismo tipo y número de átomos; sino también el mismo tipo y número de enlaces, pero organizados espacialmente de manera diferente.
El estereoisomerismo puede ser clasificado en:
Isomería geométrica
La isomería geométrica ocurre en complejos octaédricos y cuadrados planos (no así en los tetraédricos). Cuando dos ligandos ocupan posiciones relativas diferentes uno con respecto a otro. Así cuando dos ligandos se encuentran opuestos uno al otro se dice que son trans y cuando son mutuamente adyacentes se dice que son cis. Cuando tres ligandos idénticos ocupan una de las caras de una disposición octaédrica, se dice que se trata de un isómero facial o fac. Si los tres ligandos se encuentran en el mismo plano que el grupo central, se dice que el isómero es meridional o mer.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
59
Por ejemplo, en un compuesto octaédrico con tres ligandos de un tipo y tres ligandos de otro, existen dos isómeros geométricos: el mer en el cual cada uno de los dos grupos de tres ligandos se encuentra en uno de los meridianos, y el fac en el cual cada grupo de tres ligandos se encuentra en una de las caras del octaédro.
cis-[CoCl2(NH3)4]+
trans-[CoCl2(NH3)4]+
fac-[CoCl3(NH3)3]
mer-[CoCl3(NH3)3]
Isomería óptica
La isomería óptica se da cuando la imagen especular de un compuesto no es superponible con el compuesto original. Se denomina isomería óptica debido a que los compuestos son ópticamente activos, esto es, que hacen girar el plano de vibración de la luz polarizada. Este comportamiento desigual se produce porque los enlaces, que no son más que grupos de electrones, resuenan de manera diferente sometidos al campo electromagnético que es la luz. En los compuestos ópticamente activos la suma de todas las resonancias dá como resultados vectores diferentes, porque los enlaces tienen ciertamente orientaciones diferentes.
se utiliza el símbolo Λ (lambda) para describir la hélice con giro a la izquierda formada por tres ligandos bidentados, tal como se muestra. De manera similar se utiliza el símbolo Δ (delta) como prefijo para describir la hélice con giro hacia la derecha.
Λ-[Fe(ox)3]3−
Δ-[Fe(ox)3]3−
Λ-cis-[CoCl2(en)2]+
Δ-cis-[CoCl2(en)2]+
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
60
Isomería estructural
Este tipo de isomería se da cuando el número y tipo de átomos son iguales, pero enlaces son diferentes entre sí. Existen dos grandes tipos de isomería estructural en los compuestos de coordinación, la isomería de enlace que se produce cuando los ligandos que acceden a la esfera de coordinación son los mismos, y la isomería de esfera de coordinación, en la que los ligandos en la esfera de coordinación son diferentes.
Isomería de enlace
La isomería de enlace se produce cuando un ligando se puede unir de más de una forma al grupo central, un claro ejemplo es lo que ocurre con los ligandosambidentados, por ejemplo el NO2 es un ligando ambidentado: se puede unir al grupo central por cualquiera de sus oxigenos (que son equivalents) o por el nitrógeno.
Isomería de esfera de coordinación
Este tipo de isomería se produce cuando un compuesto de coordinación alterna los grupos ligandos que acceden a su esfera de coordinación por grupos que se encuentran fuera de la misma en el retículo sólido (ver agua de cristalización). Por ejemplo, el CrCl3(H2O)6 existe en tres formas comunes: [Cr(H2O)]Cl3 (de color violeta), [Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O (de color verde), y [Cr(H2O)4Cl]Cl·2H2O (también de color verde). En los compuestos segundo y tercero, el agua ha sido desplazada de la esfera de coordinación por iones cloruro y su lugar pasa a ocupar posiciones en en el retículo sólido del cristal.
Estructura electrónica de los complejos
Prácticamente todas las propiedades que se observan en los complejos son producto de sus estructuras electrónicas, esto es, son funciones de la manera en que los electrones se organizan dentro de la molécula, tratar de entender entonces como es que estos electrones se encuentran organizados es una buena forma de tratar de empezar a entender las propiedades de los complejos.
A partir de los descubrimientos de Werner, comenzaron a aparecer diferentes modelos teóricos que trataron de explicar los extraños comportamientos observados en los complejos.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
61
Hacia 1929 aparece la teoría del campo cristalino (TCC) propuesta por los físicos Hans Bethe y Van Vleck, que permite explicar de manera conceptualmente muy sencilla el color y las propiedades magnéticas de los complejos, aunque no se correlaciona de buena manera con todos los complejos, ni permite explicar la naturaleza de los enlaces.
Hacia 1933 Linus Pauling introduce la teoría del enlace de valencia (TEV), que trata de explicar el porqué de la direccionalidad de los enlaces en los compuestos y comienza a dar una explicación de la naturaleza de los mismos.
La teoría de orbitales moleculares (TOM) es una consecuencia natural de la teoría del enlace de valencia que avanza sobre los aspectos cuánticos del enlace químico, permite una comprensión mucho más profunda de los fenómenos implicados en la formación de un enlace químico y permite explicar los comportamientos de muchas clases de complejos, sin embargo para muchas aplicaciones resulta demasiado complicada.
La teoría del campo de ligandos (TCL) es un modelo combinado que permite una derivación sencilla de la teoría de orbitales moleculares, utilizando para resolver las ecuaciones formales una aplicación de la teoría de grupos. Goza casi de la misma sencillez conceptual que la teoría de campo cristalino y permite explicar de manera razonablemente precisa una gran cantidad de compuestos.
En todas las disciplinas científicas siempre se trata de utilizar el modelo más sencillo que sirva para explicar cada situación en particular, es por ello que, a pesar de que la teoría de orbitales moleculares es la que brinda una simulación más realista, en general para situaciones sencillas se suele utilizar la teoría de campo cristalino como modelo.
Teoría del campo cristalino (TCC)
Esta teoría considera sólo la geometría de los orbitales d de un catión central y su interacción con unos ligantes considerados como cargas negativas puntuales. Según este modelo los ligandos son atraídos por la carga positiva del metal, pero al aproximarse generan repulsiones sobre los electrones d del catión deformando los orbitales en los que estos se encuentran. Un orbital deformado presenta una mayor energía que uno con su forma "natural" por lo que los electrones tienden a ocupar posiciones en los orbitales "nativos" siempre que resulte posible, esto es siempre que la diferencia de energía entre los orbitales de mayor y los de menor energía no sea menor que la energía de apareamiento debida a la repulsión de los electrones en un mismo orbital.
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
62
Un ejemplo sencillo es lo que ocurre para un complejo octaédrico, si se hace la
suposición de que los ligandos
avanzan sobre los ejes de un
sistema cartesiano
tridimensional, los orbitales que
se van a ver principalmente
afectados son los que tienen
componentes principales sobre
estos ejes. al ver el gráfico de
orbitales d se puede notar que
estos orbitales son el d z2 y el
dx2-y2. Como consecuencia
aumentan su energía y se
separan del resto de los
orbitales d, formando dos
subgrupos de orbitales: el
grupo de alta energía eg y el
grupo de baja energía t2g.
Modelo espacial de los
orbitales "d"
El grado de separación entre orbitales eg y t2g va a depender de la fuerza de los ligantes, es decir del grado en que estos ligantes sean capaces de deformar los orbitales d. La serie espectroquímica es una tabla empírica que ordena los ligandos de acuerdo al grado de separacíon que causan en los orbitales d, de menor a mayor fuerza son:
I−<Br−<S2−<SCN−<Cl−<NO3
−<N3-
<F−<OH−<C2O42−<H2O<NCS−<CH3CN<py<NH3<en<2,2'-
bipiridina<phen<NO2−<PPh3<CN−<CO
Según este modelo las transiciones electrónicas entre estos orbitales d de diferente energía son las responsables de las absorciones de determinadas longitudes de onda que dan color a los complejos (a menor longitud de onda mayor energía y por tanto mayor fuerza del ligando).
Cuando la separación entre orbitales de baja energia y de alta energía es mayor que la energía de apareamiento de los electrones, todos los electrones tienden a ocupar posiciones en los orbitales de baja energía de acuerdo al principio de
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
63
Aufbau, formando lo que se conoce como un complejo de bajo espín. Por otro lado si la separación entre orbitales es menor que la energía de apareamiento, los electrones tienden a ocupar todos los orbitales (sean de baja o alta energía) antes de empezar a aparearse de acuerdo a la regla de Hund, formando lo que se conoce como un complejo de alto espín.
De acuerdo a este modelo la cantidad de electrones en condiciones de espín apareado o desapareado, son las responsables de las propiedades magnéticas de los complejos.
Teoría del enlace de valencia (TEV)
La teoría del enlace de valencia es principalmente un avance geométrico sobre una estructura de Lewis. Básicamente se basa en la idea de que varios orbitales atómicos diferentes pueden combinarse de manera lineal (esto es siguiendo las operaciones del álgebra lineal) para formar orbitales híbridos de iguales energías y con una disposición particular en el espacio.
Linus Pauling, utilizando las ideas de un trabajo previo de Walter Heitler y Fritz London , desarrolla entre 1.930 y 1.940 esta nueva teoría sobre el enlace covalente diciendo que se forma por solapamiento o superposición de dos orbitales atómicos, de modo que los electrones compartidos pertenecen a la vez a los orbitales de los dos elementos enlazados. En otras palabras, esta teoría supone que la formación del enlace covalente ocurre porque se produce el solapamiento o traslape de los orbitales atómicos de los átomos participantes, y que este emparejamiento tiene lugar de modo tal que se produzca el apareamiento de electrones con espines electrónicos de signo contrario; dando lugar a una región espacial de densidad electrónica aumentada común a ambos átomos.
En pocas palabras esta teoría establece que un enlace químico se forma cuando se combinan de manera lineal orbitales de diferentes átomos en determinadas regiones del espacio, sin embargo se distingue de la teoría de orbitales moleculares en que la teoría del enlace de valencia considera a los electrones como pertenecientes a cada átomo en particular.
Para su comprensión es necesario tener en cuenta que únicamente interesarán los orbitales más exteriores de la estructura atómica, y que en la forma espacial que adquieren se ven favorecidas aquellas estructuras de hibridación que maximizan las interacciones para formar enlaces, esto es, que aumentan el solapamiento o traslape de orbitales.
La teoría del enlace de valencia forma parte y complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa,
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
64
aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los mismos resultados.
Teoría de orbitales moleculares (TOM)
La Teoría de orbitales moleculares hace uso de una combinación algebraica lineal de funciones de onda de orbitales atómicos para formar orbitales híbridos, en este sentido se parece a la Teoría del Enlace de Valencia, con la diferencia de que la teoría de orbitales moleculares considera que los orbitales de valencia atómicos desaparecen al formarse un compuesto quedando en su lugar orbitales moleculares que cubren enteramente a la molécula. Un orbital molecular no es más que un orbital de Schrödinger que incluye en su planteamiento a más de un núcleo atómico.
La teoría de orbitales moleculares indica que se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos de valencia hay disponibles para formarlos. Así, si se trata de un compuesto que posee dos átomos uno con un orbital s y otro con un orbital s y tres orbitales p, la molécula formada poseerá cinco orbitales moleculares.
Estos orbitales moleculares se dividen en enlazantes, no enlazantes y antienlazantes. Los orbitales enlazantes son aquellos en los que los electrones tienden a pasar la mayor parte del tiempo formando una zona con alta densidad de carga entre los núcleos atómicos, esta zona provoca interacciones atractivas núcleo-electrones-núcleo que mantienen unidos a los átomos entre sí. Un orbital no enlazante es muy similar a un orbital atómico (en la combinación lineal posee mayor proporción de orbital atómico que de orbital molecular), y se encuentra ubicado en estratos profundos de la molécula, un electrón en este tipo de orbitales tiende a pasar aproximadamente el mismo tiempo cerca de cada núcleo sin generar una verdadera densidad de carga entre ambos, por lo que las fuerzas atractivas núcleo-electrones-núcleo son aproximadamente de la misma magnitud que las de repulsión entre núcleos. Un orbital antienlazante es aquel en donde los electrones pasan la mayor parte del tiempo alejados de los núcleos, por lo que las repulsiones núcleo-núcleo que se producen son mucho mayores que las atracciones núcleo-electrones-núcleo.
Los electrones provistos por cada átomo participante se distribuyen dentro de los orbitales moleculares según la regla de Hund, si hay muchos electrones en orbitales enlazantes el compuesto tiene una alta tendencia a formarse y resulta muy estable, y si hay igual número de electrones en orbitales enlazantes que en no enlazantes el compuesto no se forma.
La teoría de orbitales moleculares arriba a resultados similares a los de la hibridación de orbitales atómicos descriptos por la teoría del enlace de valencia, para describir la geometría de moléculas y entre ellas la geometría de complejos, además permite predecir de manera muy acertada la reactividad química, las
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
65
propiedades magnéticas, el color y hasta la conductividad eléctrica de diferentes substancias. Es muy útil para la confección de modelos computacionales de moléculas, en especial de moléculas extremadamente grandes, y resulta muy fácil de entender para un planteamiento con un número pequeño de átomos. En cierta forma se puede considerar a la teoría del enlace de valencia una especie de caso límite de la teoría de orbitales moleculares. Sin embargo sus soluciones resultan demasiado complejas para resolverlas sobre papel a partir de un número relativamente pequeño de átomos. (Como ejemplo, según esta teoría un complejo con un átomo central del bloque d, y cinco ligandos del bloque p, posee 29 orbitales moleculares, y eso considerando ligandos monoatómicos), por lo que muchas veces resulta más sencillo utilizar la TEV.
Teoría del campo de ligantes (TCL)
La teoría del campo de ligantes que en cierta forma puede considerarse un híbrido entre la teoría de orbitales moleculares y la teoría del campo cristalino; representa en realidad una aplicación basada en la teoría de grupos de la teoría de orbitales moleculares. Permite describir el enlace, la disposición geométrica de orbitales, las características magnéticas y los colores de los compuestos de coordinación sin las limitaciones que presenta la TCC y con menores dificultades que la TEV.
El análisis por TCL es muy similar al que se hace por orbitales moleculares, pero resulta altamente dependiente de la geometría del complejo, ya que sólo hace uso de los orbitales que "geométricamente hablando" pueden formar enlaces, para combinarlos en orbitales moleculares. Esto simplifica notoriamente los planteamientos y los resultados y permite arribar a conclusiones válidas sin tener que recurrir al uso de complicados modelos computacionales.
Coloración de los complejos
Una sustancia posee color cuando absorbe determinadas longitudes de onda electromagnéticas comprendidas dentro del rango visible.
La absorción de determinadas longitudes de onda es debida a la transición entre dos estados energéticos de los electrones que forman los orbitales de un átomo, o los enlaces de una molécula.
Cada tipo de electrón puede absorber sólo determinadas cantidades de energía, esto debido a la naturaleza del orbital atómico o molecular que ocupa.
Como la diferencia de energía entre dos niveles electrónicos es igual a la energía del fotón absorbido, es posible relacionar esta energía con la longitud de onda del fotón
según: ΔEelectrón=Efotón= hν = hc/λ
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
66
Donde:ΔE= Diferencia de energía, h=constante de Planck, ν= Frecuencia de la onda, c=velocidad de la luz y λ=Longitud de onda
Luego cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes de onda de luz. Si la transición absorbe longitudes de onda dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y precisamente del color complementario al color absorbido. Por ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un color compuesto por los colores azul y verde que no son absorbidos, uno que absorba el color verde mostrará color violeta (rojo y azul), uno que absorba azul mostrará color amarillo (verde y rojo), etc.
Los colores notablemente intensos y vistosos de los compuestos de coordinación están determinados por la diferencia de energía (D) entre los conjuntos de orbitales eg y t2g en sus iones complejos. Cuando el ion absorbe luz en el intervalo visible, los electrones son excitados (saltan) del nivel de energía más bajo t2g al más alto eg.
Por ejemplo si consideramos al ion [Ti(H2O)6]3+, el cual da lugar a disoluciones
púrpuras en agua. El ion hidratado Ti3+ es un ion d1, con el electrón d en uno de los tres orbitales t2g de menor energía. La diferencia de energía (D) entre los orbitales eg y t2g en este ion corresponde a la energía de los fotones que abarca el intervalo verde y amarillo. Cuando la luz blanca incide sobre la disolución, estos colores de la luz se absorben, y el electrón salta a uno de los orbitales eg. Se transmite luz roja, azul y violeta, así que la disolución se ve púrpura.
Los espectros de absorción muestran las longitudes de onda absorbidas por un ion metálico con diferentes ligandos, y por iones metálicos diferentes con el mismo ligando.
A partir de datos como estos, es posible inferir la estructura de los orbitales d que intervienen en el complejo ya que relacionamos la energía de la luz absorbida con los valores de D (diferencia de energía entre orbitales de alto y bajo espín) y surgen dos observaciones importantes:
Para un ligando dado, el color depende del estado de oxidación del ion metálico. Una disolución del ion [V(H2O)6]
2+es violeta, y una disolución del ion [V(H2O)6]3+ es
amarilla. Para un ion metálico dado, el color depende del ligando. Esta observación permite clasificar a los ligandos en la serie espectroquímica arriba comentada.
Propiedades magnéticas de los complejos
NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄
67
En general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones desapareados que posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones desapareados, el complejo será paramagnético y se verá atraído por los campos magnéticos en grado proporcional al número de electrones desapareados. Si no hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se verá ligeramente repelido por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la energía del sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es más favorable la situación en la cual los electrones están desapareados, ocupando los orbitales d superiores e inferiores (configuración de alto espín) , mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán apareados en los niveles d inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es débilmente (5 e- desapareados frente a 1).
Propiedades químicas de los complejosComplejos en los seres vivos
Vitamina B12, un complejo de cobalto
Grupo heme, un complejo que contiene hierro