Términos

• átomo donadorel átomo dentro de un ligando que está unido al átomo central o ion.
• pseudohalidasA compuesto químico que no es un haluro, pero que se asemeja a un haluro en su carga y reactividad.
• Monodentado que describe un ligando que tiene un solo enlace con el átomo central.

Número de coordinación

En química de coordinación, el número de coordinación es el número de ligandos unidos al ion central (más específicamente, el número de átomos donantes). Los números de coordinación suelen estar entre dos y nueve. El número de enlaces depende del tamaño, la carga y la configuración electrónica del ion metálico y los ligandos.

Típicamente, la química de los complejos está dominada por las interacciones entre los orbitales moleculares s y p de los ligandos y los orbitales d de los iones metálicos. Los orbitales s, p y d del metal pueden acomodar 18 electrones. El número máximo de coordinación para un metal determinado está relacionado con la configuración electrónica del ion metálico (específicamente, el número de orbitales vacíos) y con la relación del tamaño de los ligandos y el ion metálico. Los metales grandes y los ligandos pequeños conducen a números de coordinación altos (por ejemplo, 4−). Los metales pequeños con ligandos grandes conducen a números de coordinación bajos (por ejemplo, Pt2). Debido a su gran tamaño, los lantánidos, actínidos y metales de transición temprana tienden a tener un alto número de coordinación.

Ligandos

En química de coordinación, un ligando es un ion o molécula (grupo funcional) que se une a un átomo metálico central para formar un complejo de coordinación. Prácticamente todas las moléculas y todos los iones pueden servir como ligando para (o coordenadas para) metales. La denticidad se refiere al número de veces que un ligando se une a un metal a través de átomos donantes. Muchos ligandos son capaces de unir iones metálicos a través de múltiples sitios, generalmente porque los ligandos tienen pares solitarios en más de un átomo.

Los ligandos monodentados incluyen prácticamente todos los aniones y todas las bases simples de Lewis. Por lo tanto, los haluros y pseudohaluros son ligandos aniónicos importantes. El amoníaco, el monóxido de carbono y el agua son ligandos neutros de carga particularmente comunes. Las especies orgánicas simples también son muy comunes. Todas las moléculas insaturadas también son ligandos, utilizando sus electrones π para formar el enlace de coordenadas. Además, los metales pueden unirse a los enlaces σ en, por ejemplo, silanos, hidrocarburos y dihidrógeno.

Los ligandos que se unen a través de más de un átomo a menudo se denominan polidentados o quelantes. Un ligando que se une a través de dos sitios se clasifica como bidentado, y tres sitios como tridentado. Los ligandos quelantes se forman comúnmente al unir grupos de donantes a través de enlazadores orgánicos. Un ligando bidentado clásico es la etilendiamina, que se deriva de la unión de dos grupos de amoníaco con un enlazador de etileno (-CH2CH2 -). Un ejemplo clásico de un ligando polidentado es el agente quelante hexadentado EDTA, que es capaz de unirse a través de seis sitios, rodeando completamente algunos metales.

Hay varios tipos de ligandos polidentados que se pueden caracterizar en función de cómo interactúan con el ion central. Por ejemplo, los ligandos de expansión transversal son ligandos bidentados que pueden abarcar posiciones de coordinación en lados opuestos de un complejo de coordinación. Los ligandos ambidentados se pueden unir al átomo central en dos lugares, pero no en ambos. Un ligando puente une dos o más centros metálicos. Cambiar el tamaño y las propiedades electrónicas de los ligandos se puede usar para controlar la catálisis del ion central y estabilizar sitios de coordinación inusuales.

Geometrías

Diferentes arreglos estructurales de ligandos resultan del número de coordinación. La mayoría de las estructuras siguen el patrón como si el átomo central estuviera en el medio y las esquinas de esa forma son las ubicaciones de los ligandos. Estas formas se definen por la superposición orbital entre el ligando y los orbitales metálicos y las repulsiones ligando-ligando, que tienden a conducir a ciertas geometrías regulares. Sin embargo, hay muchos casos que se desvían de la geometría regular. Por ejemplo, los ligandos de diferentes tamaños y con diferentes efectos electrónicos a menudo resultan en longitudes de enlace irregulares.