24.1: complejos metálicos

El aluminio tiene la estructura electrónica

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p _x ¹

Cuando forma un ion Al ^{3 +} pierde los electrones de 3 niveles para salir

1s ² 2s ² 2p ⁶

Eso significa que todos los orbitales de 3 niveles ahora están vacíos. El aluminio utiliza los seis orbitales vacíos de 3 niveles para aceptar pares solitarios de seis moléculas de agua. Reorganiza (hibrida) los 3s, los tres 3p y dos de los orbitales 3d para producir seis nuevos orbitales, todos con la misma energía.

Quizás te preguntes por qué elige usar seis orbitales en lugar de cuatro u ocho o lo que sea. Seis es el número máximo de moléculas de agua que se ajustarán alrededor de un ion de aluminio (y la mayoría de los otros iones metálicos) debido a restricciones estéricas. Al hacer el número máximo de enlaces, libera la mayor cantidad de energía y, por lo tanto, se vuelve más energéticamente estable.

Solo se muestra un par solitario en cada molécula de agua. El otro par solitario apunta lejos del aluminio y, por lo tanto, no está involucrado en la unión. El ion resultante se ve así:

Debido al movimiento de los electrones hacia el centro del ion, la carga 3+ ya no se encuentra completamente en el aluminio, sino que ahora se extiende por todo el ion. Debido a que el aluminio está formando 6 enlaces, se dice que el número de coordinación del aluminio es 6. El número de coordinación de un ion complejo cuenta el número de enlaces de coordenadas que está formando el ion metálico en su centro.

En un caso simple como este, eso obviamente también cuenta el número de ligandos, pero eso no es necesariamente así, como verá más adelante. Algunos ligandos pueden formar más de un enlace coordinado con el ion metálico.

El hierro tiene la estructura electrónica

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ^{6 [19459051 ] 4s 2}

Cuando forma un ion Fe ^{3 +} pierde los electrones 4s y uno de los electrones 3d para salir

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ^{5 [19459051 ]}

Mirando esto como electrones en cajas, en el nivel de enlace:

Los electrones individuales en el nivel 3D NO están involucrados en la unión de ninguna manera. En cambio, el ion utiliza 6 orbitales de los niveles 4s, 4p y 4d para aceptar pares solitarios de las moléculas de agua. Antes de su uso, los orbitales se reorganizan (hibridan) para producir 6 orbitales de igual energía.

Una vez que se han formado los enlaces de coordenadas, el ion se ve exactamente igual al ion de aluminio equivalente.

Debido a que el hierro está formando 6 enlaces, el número de coordinación del hierro es 6.

Este es un ejemplo simple de la formación de un ion complejo con una carga negativa.

El cobre tiene la estructura electrónica

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ^{10 [19459051 ] 4s 1}

Cuando forma un ion Cu ^{2 +} pierde el electrón 4s y uno de los electrones 3d para salir

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ^{9 [19459051 ]}

Para unir los cuatro iones cloruro como ligandos, se utilizan los orbitales 4s y 4p vacíos (en forma hibridada) para aceptar un par solitario de electrones de cada ion cloruro. Debido a que los iones de cloruro son más grandes que las moléculas de agua, no puede colocar 6 de ellos alrededor del ión central; es por eso que solo usa 4.

Solo se muestra uno de los 4 pares solitarios en cada ion cloruro. Los otros tres apuntan lejos del ion cobre y no están involucrados en la unión. Eso te da el ion complejo:

El ion lleva 2 cargas negativas en general. Esto proviene de una combinación de las 2 cargas positivas en el ion de cobre y las 4 cargas negativas de los 4 iones de cloruro. En este caso, el número de coordinación del cobre es 4.