Iones complejos y ligandos en química
Conceptos básicos
En este artículo, aprenderemos sobre los iones complejos en química y sus ligandos, incluidos los distintos tipos de complejos, la importancia del número de coordinación y la química de los ligandos, incluidas las reacciones de sustitución de ligandos.
Temas tratados en otros artículos
- Números de coordinación en química
- Reacción del reloj de yodo
- Propiedades de los ácidos y las bases
- Metales de transición
- ¿Qué es la señalización celular?
¿Qué es un ion complejo en química?
En química inorgánica, un «complejo» describe una estructura en la que interviene un ion metálico central con enlaces covalentes coordinados a uno o más ligandos. Los químicos definen «ligando» como una molécula capaz de donar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Dado que los ligandos donan pares de electrones, se clasifican como bases de Lewis. Por el contrario, los iones metálicos centrales se consideran ácidos de Lewis porque aceptan pares de electrones. A menudo, los complejos químicos tienen carga iónica y forman iones complejos. Los iones complejos también se conocen como complejos de coordinación.
Las propiedades de un ion complejo dependen de la identidad del átomo o ion central y de los ligandos a los que está unido. Por ejemplo, el color de un ion complejo puede depender del tipo de ligandos que contenga y de la forma en que estén dispuestos alrededor del átomo o ion central. La estabilidad de un ion complejo también puede depender de la naturaleza de los enlaces entre el átomo o ion central y los ligandos, así como de la interacción entre los propios ligandos.
Los iones complejos son importantes en muchos campos de la química, como la química inorgánica, la bioquímica y la química analítica. También se utilizan en diversas aplicaciones, como la síntesis de fármacos y otros compuestos, la separación y purificación de moléculas y la detección de iones o moléculas específicas.
En general, los iones complejos son una parte importante de la química de coordinación y desempeñan un papel clave en muchos procesos y aplicaciones químicas.
¿Qué es un ligando?
En química, un ligando es una molécula o ion que se une a un átomo o ion central para formar un complejo de coordinación. Los ligandos se utilizan a menudo en química de coordinación para formar compuestos de coordinación, que son moléculas o iones formados por un átomo o ion central unido a uno o más ligandos.
A veces, los ligandos se clasifican en función de cuántos puntos se unen al átomo central. Un ligando monodentado sólo se une en un punto. Un ligando bidentado se une en dos puntos. Y un ligando polidentado se une a través de tres o más átomos. Un ejemplo común de ligando bidentado es la etilendiamina. Cuantos más puntos atraviese un ligando, más fuerte será su unión. Este aumento de la fuerza de unión se denomina «efecto quelato».
Los ligandos suelen ser bases de Lewis, lo que significa que tienen al menos un par de electrones no enlazados que pueden utilizar para formar un enlace con el átomo o ion central. Esto permite al ligando coordinarse (o unirse) al átomo o ion central, creando un complejo de coordinación.
Algunos ligandos comunes son el agua, el amoníaco y otras moléculas simples que pueden donar fácilmente un par de electrones para formar un enlace con el átomo o ion central. Los ligandos también pueden ser moléculas o iones más complejos, como compuestos orgánicos o iones metálicos. Otros ligandos comunes son el monóxido de carbono, el acetilacetonato y la etilendiamina, así como iones metálicos como el cloruro, el cianuro y el nitrato.
Además de formar enlaces con el átomo o ion central, los ligandos también pueden interactuar entre sí mediante diversos tipos de enlaces químicos, como los enlaces de hidrógeno o las interacciones electrostáticas. Estas interacciones pueden afectar a las propiedades y el comportamiento del complejo de coordinación, como su estabilidad y reactividad.
En general, los ligandos desempeñan un papel clave en la química de coordinación, ya que permiten la formación de moléculas complejas e iones con una amplia gama de propiedades y aplicaciones.
Tipos de iones complejos
Complejos hexaaqua
Una clase común de iones complejos de coordinación implica seis ligandos de moléculas de agua. Los químicos utilizan el término «iones hexaaqua» para describir estos complejos. El cobalto (II), el cobre (II), el hierro (II), el hierro (III) y muchos otros metales de transición pueden actuar como iones centrales en complejos hexaaqua. Como las moléculas de agua tienen una carga neutra, la carga de todo el complejo es la misma que la del ion central.
Estos complejos tienden a formarse espontáneamente cuando los cationes metálicos se disuelven en una solución acuosa. Además, los enlaces de coordenadas permiten al complejo absorber la luz en determinadas frecuencias, lo que da lugar al color de determinadas soluciones de iones metálicos.
The characteristic blue of copper (II) solutions occurs during the formation of hexaaquacopper complexes.
Además, cuando un ion hexaaqua reacciona con el agua, el complejo libera un protón, lo que lo convierte en un ácido de Arrhenius. Esta es la razón por la que la disolución de cationes metálicos en una solución reduce su pH.
[Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+
Complejos homolépticos
Los químicos definen los complejos homolépticos como complejos con una sola especie de ligando. Los complejos de iones hexaaqua se consideran complejos homolépticos porque sólo contienen agua. Otros complejos homolépticos son los que sólo tienen ligandos amoniacales, como por ejemplo [Co(NH3)6]2+, o sólo ligandos de monóxido de carbono, tales como [W(CO)6], por ejemplo.
Complejos heterolépticos
Por el contrario, los químicos definen los complejos heterolépticos como aquellos que tienen al menos dos especies distintas de ligandos. Algunos ejemplos de complejos heterolépticos son [Fe(NH3)4Cl2]+, [Co(NH3)2(H2O)4]2+, [Al(H2O)2(OH)2Cl2]–, y [Pt(NH3)2Cl].
Números de coordinación en iones complejos
A la hora de predecir y caracterizar iones complejos, es importante tener en cuenta el número de coordinación del ion. Los químicos definen el «número de coordinación» (CN) o «ligancia» como el número máximo de ligandos que pueden unirse a un ion metálico central. Físicamente, el número de coordinación indica el número de sitios a los que puede unirse un ligando. El número de coordinación de un ion varía entre 2 y 8, siendo 4 y 6 los más comunes. No existe ninguna regla o tendencia que prediga con fiabilidad el número de coordinación de un ion metálico, pero factores como la esterilidad del ligando y el radio atómico del metal parecen contribuir en cierta medida.
Es importante destacar que el número de coordinación de los iones complejos determina su geometría molecular, siguiendo tendencias similares a la teoría VSEPR.
Tipos de ligandos en iones complejos
Muchas moléculas diferentes pueden servir como ligandos en un ion complejo de coordinación. Una forma de clasificar los ligandos es en función de su carga:
- Cationic Ligands: NO+, N2H5+, 1,1,1-trimethylhydrazinium
- Neutral Ligands: H2O, NH3, CO, O2, NH2OH
- Anionic Ligands: F–, Cl–, Br–, I–, OH–, CN–, CH3OO–
Otra forma de clasificar los ligandos consiste en el número de sitios a los que pueden unirse en un ion metálico. Los químicos llaman a esta propiedad la «denticidad» de un ligando, del término griego que significa diente, porque determina el número máximo de «mordiscos» que un ligando puede dar a un ion.
Muchos de los ligandos más sencillos se consideran «monodentados», lo que significa que sólo se unen a un sitio del ion metálico. Algunos ejemplos son: F–, Cl–, H2O, NH3, CO, NO+, y la mayoría de los demás ligandos relativamente pequeños.
Los químicos utilizan el término «polidentato» o «quelato» para designar a los ligandos capaces de unirse a múltiples sitios. A menudo, estos ligandos suelen tener estructuras orgánicas bastante grandes. Los iones metálicos tienden a tener una mayor afinidad por los polidentados en la segunda y posteriores uniones en comparación con la primera unión. Este «efecto polidentado» se explica por la entropía; las uniones múltiples de un polidentado desplazan en consecuencia a otros ligandos, lo que se traduce en un aumento de moléculas en el sistema.
Complejo de hierro con ligandos bidentados de etil diamina
Algunos ejemplos de ligandos polidentados son:
- Bidentado: Acetilacetonato, Oxalato, Etil diamina, Bipiridina
- Tridentados: Dietil triamina, Terpiridina
- Tentradentado: Trietil tetramina
- Hexadentato: Etilendiaminotetraacetato (EDTA)
Otro tipo importante de ligando es el denominado «ligando puente», que puede unirse a varios iones metálicos. Los ligandos puente permiten la formación de iones complejos con varios metales centrales. Algunos ejemplos son: CO, OH–, N3–, y NH2–.
Complejo de dicatión de cobalto con ligandos puente de CO
Reacciones de intercambio de ligandos en iones complejos
Para sintetizar distintos complejos de coordinación de iones metálicos, los químicos llevan a cabo reacciones de intercambio de ligandos, que sustituyen los ligandos unidos al ion metálico. La mayoría de los iones complejos suelen sintetizarse a partir del ion aqua homoléptico, ya que esos complejos se forman fácilmente a partir de la disolución de una sal de catión metálico soluble en agua.
CoCl2 + 6H2O ⇌ [Co(H2O)6]2+ + 2Cl–
En este ejemplo, este complejo hexaaquacobalto(II) constituye la base a partir de la cual pueden sintetizarse prácticamente todos los complejos de cobalto (II).
Es importante destacar que la formación de cualquier complejo de iones metálicos es reversible. Así pues, el Principio de Le Chatelier rige todas las reacciones de intercambio de ligandos. Si queremos sustituir los ligandos de nuestro complejo hexaaquacobalto(II) por amoníaco, tendremos que añadir amoníaco concentrado en exceso.
[Co(H2O)6]2+ + 6NH3 ⇌ [Co(NH3)6]2+ + 2H2O
Si en cambio sólo añadimos un poco de amoníaco, en lugar de realizar la reacción de intercambio de ligandos, el ion hexaaqua se desprotonará. Esto se debe a las propiedades ácidas de los iones hexaaqua.
[Co(H2O)6]2+ + NH3 ⇌ [Co(H2O)5(OH)]+ + NH4+
Es importante destacar que estos complejos de hidróxido desprotonados suelen formar un precipitado a concentraciones significativas.
Además, algunas sustituciones de ligandos cambian el número de coordinación del ion metálico. Si colocamos nuestro ion hexaaquacobalto(II) en ácido clorhídrico concentrado, formaremos el complejo tetracobalto. El número de coordinación cambia entonces de 6 a 4, debido a la mayor cantidad de iones cloruro en comparación con el agua.
[Co(H2O)6]2+ + 4Cl– ⇌ [CoCl4]2- + 6H2O
Por último, algunos intercambios de ligandos permanecen incompletos, incluso cuando tenemos un exceso de un nuevo ligando. Por ejemplo, hexaaquacopper(II) sólo forma tetraaminediaquacopper(II) cuando hay exceso de amoníaco.
[Co(H2O)6]2+ + 4NH3 ⇌ [Co(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O