COMPUESTOS DE COORDINACION

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UNIDAD IV: ”COMPUESTOS 
DE COORDINACION” 
 
 
 
 
 
 
 
 
son sustancias que tienen un ion o átomo central unido a un cierto número de 
iones o moléculas en una cantidad mayor a la valencia del ion central. Tanto el 
ion o átomo central, como los ligandos pueden existir independientemente 
 
* TEORIA DE WERNER: su genialidad consistió en considerar que había más 
de una valencia o atomicidad que podía exhibir simultáneamente un átomo. La 
primer parte de su teoría de la coordinación, se resume en los 3 siguientes 
postulados 
⚫ POSTULADO 1: la mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de 
valencia, la valencia 
PRIMARIA: o denominada unión ionizable, que hoy denominamos número 
de oxidación 
SECUNDARIA: o denominada unión no ionizable, hoy la conocemos como 
número de coordinación, que se representa por una línea continúa indicando 
el número de coordinación 
⚫ POSTULADO II: los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria 
como la secundaria 
⚫ POSTULADO III: la valencia secundaria o número de coordinación, está 
dirigido hacia posiciones definidas en el espacio 
 
 
Las interacciones que existen entre el átomo central los ligandos son del tipo 
acido-base de Lewis, el átomo central es un aceptor de electrones (acido de 
Lewis) y los ligandos actúan como bases de Lewis, capaces de donar densidad 
electrónica 
LIGANDOS: pueden ser monoatómicos como el anión bromo, anión flúor o 
poliatómicos, en este caso es esencial saber a través de que átomo se coordinan 
al tomo central. Por ejemplo, las moléculas de amoniaco , agua y monóxido de 
carbono pueden actuar como ligandos uniéndose al átomo metálico central por 
el par de electrones libres de los átomos de Nitrógeno, Oxigeno y Carbono, y 
ellos se llamarán dador o coordinador. 
La IUPAC defiende que el dador se ponga a la izquierda, más cerca del átomo 
central que el resto de los átomos del ligando, en vez de colocar H2o 
colocaríamos OH2 
Se clasifican en 
*ANIONICOS: aniones cloro, iodo, nitro, Ciano, sulfato 
*NEUTROS: amoniaco, acuo, monóxido 
*MONODENTADOS: son los que poseen un número de puntos de coordinación 
*POLIDENTADOS: es un ligante unido simultáneamente al ion central por más 
de una posición de coordinación. El más popular es el EDTA, ion 
etilendiaminotetraacetato 
*AMBIDENTADOS: los ligandos presentan más de un átomo dador que pueden 
utilizar indistintamente: anión Ciano, donde el dador puede ser el Ciano o 
cianuro o el N: isociano 
*cuando al enlazarte el ligando polidentado a un átomo central se forma un 
anillo el complejo se llama QUELATO, 
* INDICE DE COORDINACION (IC) son los números de enlace covalentes 
coordinados que forma el átomo central, que es igual, al número de átomos 
dadores que se coordinan al átomo central es generalmente igual al número de 
enlaces sigma entre el ion central y los ligantes. En función a este se generan 
diversas geometrías. 
Sus valores se encuentran entre 2 y 12, pero lo más frecuentes son 4 y 6. 
El valor depende de varios factores, principalmente de la relación de radios del 
átomo central y los ligandos 
* GEOMETRIA: 
*IC= 6 geometría OCTAEDRICA o 
PRISMA TRIGONAL 
*IC=4 geometría TETRAEDRICA o 
PLANO CUADRADA 
*IC=2 geometría LINEAL 
 
 
 
 
 
 
* NOMENCLATURA: entre las principales reglas para la nomenclatura de los 
compuestos de coordinación se encuentran 
1- La fórmula de un compuesto de coordinación se escribe en la misma forma 
que cualquier otro compuesto, primero el catión y luego el anión. Sin embargo, 
el anión se nombra primero y luego el catión. Si el anión está constituido por 
más de un átomo su terminación es “ATO” 
 
2- en la formula del complejo se escribe primero el central, a continuación, los 
ligantes anionicos en orden alfabético, de acuerdo con el primer símbolo de su 
fórmula y a continuación los ligantes neutros, de la misma manera. Cuando los 
ligantes son poliatómicos sus fórmulas deben encerrarse entre paréntesis. Se 
puede utilizar abreviaturas en minúsculas entre corchetes 
Todo complejo se escribe entre corchetes cuadrados y su carga se escribe 
como superíndice, con el numero antes del signo 
 
3- En el complejo se nombra primero los ligantes en orden alfabético de sus 
nombres y finalmente el ion central, indicando el estado de oxidación con 
números romanos, sin dejar espacio. 
 
4- Si el ion central hace parte del anión, su nombre lleva el sufijo ATO- por 
ejemplo: platinato, cuprato, cromato 
 
5- Si el ion central hace parte del catión o de una unidad compleja molecular sin 
carga el nombre no se modifica 
 
6- El nombre de los complejos es una sola palabra 
 
7- Los nombres de los ligantes neutros y catiónicos no se modifican. Los 
anionicos terminan en O, excepto por los especiales: 
hidroxo,cloro,fluoro,yodo,oxo,acua,ammin,carbonil 
 
 
* ISOMERIA: los isómeros son compuestos que presentan una misma 
composición química pero diferente estructura. 
La isomería es una propiedad general que depende fundamentalmente de la 
simetría. En la química de la coordinación se presentan diferentes tipos de 
isomería, dependiendo el número de coordinación y de la estructura espacial . 
 ISOMERIA ESPACIAL GEOMETRICA: se presenta frecuentemente 
en entidades con NC=4 O 6, 
Cuando existen dos o tres ligantes monodentados iguales entre sí y diferente a 
los demás, los isómeros se diferencian mediante los prefijos CIS Y TRANS. 
Cuando existen ligantes didentados asimétricos. Por ejemplo, el glicinato, el 
isómero CIS se presenta cuando los átomos donores idénticos quedan del 
mismo lado y TRANS cuando están en posiciones opuestas 
Otro tipo de isomería se presenta en complejos octaédricos cuando se tienen 
tres ligantes monodentados iguales entre sí, que si se encuentran en la misma 
cara del octaedro se llama FACIAL O FAC- o tres ligantes didentados asimétricos 
idénticos., el isómero se denomina MERIDIONAL MER- 
En compuestos de coordinación del tipo MX2A2 de estructura tetraédrica no se 
presenta isomería geométrica ya que todas las posiciones son vecinas entre si 
 ISOMERIA ESPACIAL OPTICA: es aquel que en forma cristalina o en 
solución tiene la propiedad de hacer girar el plano de luz monocromática o 
polarizada hacia la derecha o izquierda. 
Si uno de os isómeros hace girar la luz hacia la derecha se denomina 
DEXTRORROTATODIO 
Y si lo hace a la izquierda LEVORROTATORIO 
Esta geometría es poco común en compuestos cuadrados planares ya que por lo 
general posee un plano de simetría 
En compuestos tetraédricos se presenta isomería óptica solamente cuando los 4 
ligantes son diferentes entre si 
También se presenta en entidades octaédricas que no posee ni plano de 
simetría ni centro de inversión 
l-trans-[CoCl(gli)2CO] 
d-trans-[CoCl(gli)2CO] 
 ISOMERIA ESTRUCTURAL DE COORDINACION: esta se presenta 
generalmente en sales complejas en donde tanto el catión como el anión son 
entidades de coordinación y por lo tanto existe la posibilidad de obtener 
complejos en donde los iones centrales de las entidades se encuentren con 
unos ligantes en un caso y con ligantes intercambiados en el otro 
[Co(NH3)6[CrCl6], [CoCl(NH3)5][CrCl5(NH3)], [CrCl2(NH3)4][CoCl4(NH3)2], 
[Cr(NH3)6][CoCl6] 
 ISOMERIA ESTRUCTURAL DE ENLACE: esta isomería no es muy común 
y puede presentarse con ligantes monodentados que tienen más de un 
átomo donor como SCN(-) o NO2(-) en donde el ligante se 
puede unir al ion central por el S o por el N en el primer 
caso y por el N y el O en el segundo 
[(NH3)5Co-(ONO)]2+ 
[(NH3)5Co-(NO2)]2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ISOMERIA ESTRUCTURAL DE IONIZACION: hace referencia por lo 
general a sales complejas en donde la parte aniónica puede ser un ligante 
potencial, lo cual ocasiona que el isómero se intercambie con ligantes 
pertenecientes al catión complejo. En solución los isómeros dan lugar a iones 
diferentes 
[CoSO4(NH3)5]Br 
[CoBr(NH3)5]SO4 
 
 
 
 ISOMERIA DE HIDRATACION se consideracomo un caso particular de 
la isomería de ionización en donde las agua de cristalización pueden 
intercambiarse con ligantes para coordinarse ellas al ion 
[Cr(H2O)6]Cl3, [CrCl(H2O)5]Cl2.H2O, [CrCl2(H2O)4]Cl.2H2O 
 
 
 ISOMERIA DE CONFORMACION se presenta cuando una entidad de 
coordinación de NC=4 puede adquirir la estructura cuadrado planar o 
tetraédrica- ESTA MODIFICACION EN ALGUNOS CASO LLEVA A CABO POR 
CAMBIO EN TEMPERATURA O CAMBIO DE COLOR 
 
 
 
 
 
 
 
* TEORIA DEL CAMPO CRISTALINO: explica las propiedades magnéticas, 
geometría, color, estabilidad 
Fue desarrollada por Bethe, y Van Vleck aproximadamente en la misma época 
que la TEV. 
La teoría se basa en suponer que existe una interacción puramente 
electroestática entre los ligantes y el ion metálico central, es decir, se excluye 
cualquier posibilidad de covalencia. 
Existe la teoría del campo cristalino es muy elaborada, pero con 2 puntos se 
entiende 
1- Las formas geométricas de los orbitales 3d (de los cuales hay cinco, 
dxy,dyx,dxz,dx2-y2 y dz2) 
 
 
 
 
 
2- La ley electrostática que nos dice que cargas eléctricas iguales se repelen 
 
 
La TCC está basada en la idea de que existe una interacción de naturaleza 
puramente electrostática entre el ion metálico central y los átomos que lo 
rodean formando la unidad básica del ion complejo- 
 
 
 
 
Comenzaremos con un ejemplo el TITANIO 
 
Cuyas configuraciones son 
 
 
el Titanio ionizado puede ser encontrado en una retícula cristalina de oxido. 
Recordemos como en ausencia total de un campo magnético externo todos los 
niveles energéticos que corresponden al nivel 3d son degenerados, es decir 
SON DE ENERGIAS IGUALES. Por lo tanto, en el ion metálico el electrón solitario 
que está en la capa 3d no tendrá preferencia alguna en relación al sub orbital 
atómico en el cual se sentara, ya que los cinco son estables. 
Arbitrariamente colocaremos el electrón solitario en 
Imaginemos ahora una situación 
en la cual tomamos de una bolsa 
externa de electrones un total 
de 12 electrones moldeándolos 
en un cascaron esférico 
 
El electrón solitario en el ion metálico encontrara cada uno de los cinco cub 
orbitales 3d incomodo por la simetría de la esfera repulsiva. 
El sistema es menos estable que el ion aislado, aunque haya degeneración. 
Ahora la nube esférica se reacomoda de tal forma que dos electrones estarán 
concentrados en pequeños volúmenes a distancias r del ion metálico a los largo 
de los tres ejes 
Lo que tenemos aquí es una distribución 
octaédrica de electrones 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Al efectuarse este proceso ocurre algo 
interesante. 
El electrón solitario del ion metálico ahora 
encuentra a los dos orbitales dz2 y dx2-y2 
con sus lóbulos apuntando directamente a 
los 12 electrones situados 
octaédricamente a lo largo de los ejes, 
más incomodos que si fuera esférico. Es 
decir que se requiere mayor cantidad de 
energía que la que se requería para tener 
al electrón rodeado por la esfera 
Del mismo modo el electrón solitario 
encuentra a los orbitales dxy dyx dxz con lóbulos apuntando al vacío mucho más 
cómodos que en el caso esférico 
La consecuencia directa es que los orbitales d ya no están degenerados con 
respecto a la energía, y de hecho se han desdoblado en dos niveles, habiéndose 
pasado del ion en campo de simetría esférica al ion en campo octaédrico. 
Los orbitales más cómodos serán más estables que los más incomodos 
Considérese ahora el caso de simetría octaédrica en el cual se tiene al ion 
metálico Ti++, que al igual que el caso del ion metálico vanadio V3+ posee dos 
electrones en la capa 3d: 
 
 
Con sólo dos electrones disponibles, el “llenado de capas” con 
electrones en el diagrama de energía, tanto en el caso de los campos 
cristalinos débiles (región izquierda del diagrama) como en el caso de los 
campos cristalinos fuertes (región derecha del diagrama), procederá “de 
abajo hacia arriba” de acuerdo a las reglas de Hund que indican que 
cuando haya sub-orbitales vacantes los electrones irán ocupando dichos sub-
orbitales de tal forma que no habrá electrones apareados sino hasta que se 
hayan agotado los sub-orbitales vacantes. 
 
A continuación se tiene en un sistema octaédrico a los iones metálicos cromo 
Cr3+ y manganeso Mn4+ en los cuales hay tres electrones en la capa 3d: 
http://4.bp.blogspot.com/-CcDcPEpxMgc/Tm5u-fO4ACI/AAAAAAAASd4/vNMkGU5_TmI/s1600/configuracion%2Bsistema%2Boctaedrico%2B2%2B-%2Biones%2Btitanio%2By%2Bvanadio.png
http://4.bp.blogspot.com/-CcDcPEpxMgc/Tm5u-fO4ACI/AAAAAAAASd4/vNMkGU5_TmI/s1600/configuracion%2Bsistema%2Boctaedrico%2B2%2B-%2Biones%2Btitanio%2By%2Bvanadio.png
 
 
¿Y qué es precisamente lo que determina la fuerza del campo cristalino en torno 
a un ion metálico? Sin lugar a dudas, el mismo ligando responsable por la 
creación de dicho campo, tanto por su tamaño como por su forma geométrica 
como por su distancia al ion metálico. Gracias a muchos estudios que se han 
llevado a cabo sobre espectros de absorción, es posible acomodar muchos 
ligandos en lo que se conoce como una serie espectroquímica, de la cual se 
muestra un ejemplo acomodando los ligandos en orden creciente (de izquierda 
a derecha) del poder de desdoblamiento del ligando: 
 
* ALTO Y BAJO SPIN: 
la configuración electrónica que corresponde al campo cristalino débil con los 
electrones desapareados al máximo es conocida también como la que 
corresponde a un complejo de alto spin, mientras que la configuración 
electrónica que corresponde al campo cristalino fuerte con los electrones 
desapareados al máximo es conocida también como la que corresponde a 
un complejo de bajo spin. 
http://1.bp.blogspot.com/-dMp45i6I2SU/Tm55qU5BvdI/AAAAAAAASec/Bc79t14vXrU/s1600/serie%2Bespectroquimica.png
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http://3.bp.blogspot.com/-pG_MyFnHoPc/Tm5whWbFSkI/AAAAAAAASd8/f49bD_qYB08/s1600/configuracion%2Bsistema%2Boctaedrico%2B3%2B-%2Biones%2Bcromo%2By%2Bmanganeso.png
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El modelo de los enlaces de valencia y la teoría del campo cristalino explican 
algunos aspectos cuánticos de la química de los metales de transición, pero 
estos modelos no son buenos para predecir todas las propiedades de los iones 
complejos de los metales de transición. Es por esto que se desarrolló un tercer 
modelo, uniendo a la teoría de los orbitales moleculares con la teoría del campo 
cristalino, conocido como la teoría del campo del ligando, la cual es mucho más 
potente pero desafortunadamente más abstracta ya que para entenderla del 
todo es necesario poseer conocimientos previos acerca de la Teoría de Grupos 
(la cual estudia las relaciones de simetría pudiendo ser considerada por lo tanto 
como las matemáticas de la simetría). Bajo esta teoría, los diagramas de energía 
son muy parecidos a los diagramas de energía tratados anteriormente en las 
entradas “El enlace molecular I” y “La teoría de los orbitales 
moleculares”, con los niveles de energía de los orbitales atómicos del ion 
metálico puestos en la columna imaginaria izquierda del diagrama, los niveles 
de energía de los orbitales del ligando responsables de la creación del campo 
puestos en la columna imaginaria derecha del diagrama, y los orbitales 
moleculares del ion complejo puestos en la columna central imaginaria en un 
esquema general como el que se muestra a continuación: 
 
 
 
 
Las letras en color magenta (A1g, T1u, Eg, etc.) corresponden a los niveles de 
energía de la “molécula” cristalina que se forma al agruparse los 
ligandos en torno a cada ion metálico, y asimismo los sub-índices g y u 
corresponden a la simetría de las funciones de onda (gerade, función de 
onda par; y ungerade, 
función de onda impar)que se forman al “conectarse” los orbitales 
atómicos del ion metálico con los orbitales de los ligandos. Los asteriscos 
(como en el caso del orbital T*1u) indican que se trata de un orbital 
antienlazante, mientras que la ausencia del asterisco indica que se trata de un 
orbital enlazante. Como puede apreciarse, la teoría del campo del ligando 
permite que los orbitales 3d, 4s y 
4p del metal se traslapen con los orbitales del ligando para formar un esqueleto 
octaédrico de enlaces covalentes que mantiene junto al complejo. Al mismo 
tiempo, este modelo genera un conjunto de cinco orbitales en el centro del 
diagrama (los óvulos de color dorado) que se desdoblan en las 
capas T2g y E*g como lo predice la teoría formal del campo cristalino. La 
separación energética entre el nivel enlazante T2g y el nivel 
antienlazante E*g determinará si se forman complejos de alto spin o si se 
forman complejos de bajo spin. Consecuentemente, no tenemos por qué 
preocuparnos por el modelaje de los complejos metálicos en “capas 
internas” y 
“capas externas”. De este modo, podemos utilizar a los orbitales 3d 
del ion metálico de dos maneras diferentes: para construir el esqueleto de 
enlaces covalentes hibridando los orbitales como sea necesario, y utilizarlos de 
nuevo para formar (en el diagrama de orbitales moleculares) los orbitales que 
eran originalmente los orbitales 3d en el metal de transición. Las designaciones 
aparentemente extrañas de los orbitales en la descripción de un complejo tales 
como A1g, T1u, Eg, etc., provienen directamente de la Teoría de Grupos (una 
teoría matemática de importancia fundamental en la Mecánica Cuántica). 
Usando varios resultados de esta teoría, se puede demostrar que las simetrías 
de los orbitales del grupo de ligandos son precisamente A1g, T1u y Eg. Estos 
orbitales grupales interactúan con los orbitales 3d, 4s y 3p del metal (los cuales 
poseen simetrías Eg/T2g, A1g y T1u, respectivamente) para formar orbitales 
moleculares. Por su parte, los orbitales dxy, dyz y dxz del metal son de simetría T2g. 
Puesto que no hay algún orbital grupal de ligando para interactuar con ellos, 
forman orbitales moleculares no-enlazantes (esto explica el por qué en el 
diagrama de orbitales moleculares de arriba los tres óvulos dorados que 
provienen del orbital atómico del ion 3d no “conectan” con nada al lado 
derecho del diagrama). Los orbitales moleculares disponibles para su 
“llenado” pueden ser llenados con pares de electrones provenientes de cada 
uno de los ligandos, hasta un total de 12 electrones. Si el ion metálico tiene 
electrones d disponibles, estos irán poblando “de abajo hacia arriba” 
los orbitales T2g y E*g de la manera usual. La diferencia energética entre estos 
dos orbitales es lo que da precisamente el valor de Δ definido arriba. 
Igualmente, importante es el hecho de que son precisamente las transiciones 
de electrones del orbital T2g al orbital E*g (por absorción de fotones) las que 
dan origen a los colores característicos de los metales de transición: 
 
 
Y es precisamente la relación que hay entre los electrones desapareados y los 
electrones apareados entre estas dos capas (lo cual como hemos visto arriba 
depende de la fuerza del campo cristalino) lo que determinará la diferencia en 
las propiedades magnéticas de los iones metálicos. 
 
Aunque hemos usado arriba los términos enlazante y antienlazante para 
http://1.bp.blogspot.com/-hZ9Xcp9FD50/TnZav7EGp7I/AAAAAAAASf0/cTc1tVSt70E/s1600/transicion%2Bresponsable%2Bde%2Blos%2Bcolores%2Btipicos%2Bde%2Blos%2Biones%2Bde%2Blos%2Bmetales%2Bde%2Btransicion.png
http://1.bp.blogspot.com/-hZ9Xcp9FD50/TnZav7EGp7I/AAAAAAAASf0/cTc1tVSt70E/s1600/transicion%2Bresponsable%2Bde%2Blos%2Bcolores%2Btipicos%2Bde%2Blos%2Biones%2Bde%2Blos%2Bmetales%2Bde%2Btransicion.png
describir orbitales como T2g y E*g, esto no nos debe preocupar sobremanera 
puesto que estos orbitales no van a terminar siendo utilizados para la formación 
de compuestos más complicados, razón por la cual podemos referirnos al 
orbital E*g simplemente como el orbital Eg, que es lo que se acostumbra en 
muchos textos. 
* LIGANTE DE CAMPO FUERTE: producen una energía de desdoblamiento 
grandes. Según la fuerza de este se ubicarán en t2g o en t2g y eg ejemplo: anión 
ciano, monóxido de carbono, catión nitrito 
* LIGANTES DE CAMPO DEBIL: producen energía de desdoblamiento 
pequeño. Por ejemplo, aniones halógenos 
* LIGANTES DE CAMPO INTERMEDIO: agua amoniaco 
*COLOR: 
Los colores notablemente diferentes 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. Recuerda que la diferencia entre dos niveles 
electrónicos de energía en el ion es igual a la energía (e inversamente 
relacionada con la longitud de onda) del fotón absorbido: 
DEelectrón = Efotón = hn = hc/l 
Debido a que sólo se absorben ciertas longitudes de ondas de luz blanca, la 
sustancia tiene color. 
Considere 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, relacionamos la energía de la luz 
absorbida con los valores de D 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 
Unas de las propiedades más destacadas de los complejos de metales de 
transición es la variedad de colores que suelen presentar. Estos colores se 
deben a múltiples factores, pero uno de ellos es la diferencia en el 
desdoblamiento que se produce entre los orbitales d del centro metálico. Esta 
diferencia en el desdoblamiento está influida por el tipo de metal, su estado de 
oxidación, la naturaleza de los ligandos, o la geometría del complejo. 
 
Por ejemplo, el cambio del hexaacuo ion de hierro (III) al complejo trisquelato 
con ligandos oxalato, produce un cambio desde un amarillo-pardo a un verde 
brillante. 
En los clásicos complejos de cobalto (III), ya descritos por Werner, el cambio en 
los colores es muy fácil de interpretar. 
 
El complejo con ligandos cloro, es tetraédrico, con un desdoblamiento pequeño, 
y el color de sus disoluciones es azul. El acuocomplejo, octaédrico, con un 
desdoblamiento mayor, es rosa casi magenta. Para acabar, el complejo con 
amoníaco, también octaédrico, pero con un desdoblamiento mayor, debido al 
menor carácter dador de ese ligando, es de color marrón rojizo. 
Aplicación de la teoría del enlace de valencia a complejos 
La teoría del enlace de valencia (TEV), que se empleó para explicar el enlace y la 
estructura en compuestos de los grupos principales, también se usa para 
describir el enlace en los iones complejos. En la formación de los iones 
complejos, los orbitales llenos de los ligandos solapan con los orbitales d vacíos 
del ion metálico. El ligando (base de Lewis) dona un par de electrones, y el ion 
metálico (ácido de Lewis) lo acepta para formaruno de los enlaces covalentes 
del ion complejo (aducto de Lewis) Tal enlace, en el cual un átomo del enlace 
contribuye con ambos electrones, se llama enlace covalente coordinado, 
aunque, una vez formado, es idéntico a cualquier enlace covalente sencillo. 
Recuerda que el concepto de la TEV propone la mezcla de orbitales s, p y d para 
dar un conjunto de orbitales híbridos, los cuales tienen geometrías específicas. 
De manera parecida, para los compuestos de coordinación, el modelo propone 
que el número y tipo de orbitales híbridos del ion metálico ocupados por los 
pares de electrones cedidos por los ligandos determina la geometría del ion 
complejo. Discutamos las combinaciones de orbitales que llevan a los complejos 
octaédrico, plano-cuadrado y tetraédrico. 
Complejos octaédricos 
El ion [Cr(NH3)6]3+, ilustra la aplicación de la TEV a un complejo octaédrico. Los 
seis orbitales vacíos de menor energía del ion Cr3+ -dos 3d, uno 4s y tres 4p- se 
mezclan y convierten en seis orbitales híbridos equivalentes d2sp3 que apuntan 
hacia los vértices de un octaedro. Seis moléculas de NH3 donan los pares libres 
de electrones de los nitrógenos para formar seis enlaces metal-ligando. Los tres 
electrones despareados 3d del ion central Cr3+ ([Ar]3d3), que hacen que el ion 
complejo sea paramagnético, permanecen en orbitales sin hibridar. 
 
Complejos plano-cuadrados 
Los iones metálicos con una configuración d8 generalmente forman complejos 
plano-cuadrados. En el ion [Ni(CN)4]2- por ejemplo, el modelo propone que un 
orbital 3d, uno 4s y dos 4p del Ni2+ se mezclan y forman cuatro orbitales 
híbridos dsp2, los cuales apuntan a los vértices de un cuadrado y aceptan un par 
de electrones de cada uno de los cuatro ligandos CN-. Sin embargo, una mirada 
a la configuración electrónica en el estado fundamental del Ni2+ ([Ar]3d8) 
plantea una pregunta clave: ¿cómo puede el ion Ni2+ ofrecer un orbital vacío 
3d si hay ocho electrones distribuidos en tres orbitales llenos y dos parcialmente 
llenos? Aparentemente, en la configuración d8 de Ni2+, los electrones en los 
orbitales parcialmente llenos se aparean, dejando un orbital 3d vacío. Esta 
explicación es consistente con el hecho de que el complejo es diamagnético (sin 
electrones desapareados) Además, se requiere que la energía que se gana al 
usar un orbital 3d para la formación de los orbitales híbridos, sea mayor que la 
energía requerida para vencer las repulsiones generadas al aparear a los 
electrones 3d. 
 
Complejos tetraédricos 
Los iones metálicos con un subnivel d lleno, como Zn2+ ([Ar]d10), forman a 
menudo complejos tetraédricos. Por ejemplo, en el complejo [Zn(OH)4]2-, la 
TEV propone que los orbitales más bajos disponibles del Zn2+ -uno 4s y tres 4p- 
se mezclan para convertirse en cuatro orbitales híbridos sp3 que apuntan hacia 
los vértices de un tetraedro y están ocupados por un par libre de cada uno de 
los cuatro ligandos OH-. 
 
* Teoría del Orbital Molecular 
• Tiene en cuenta interacciones covalentes entre el centro metálico y 
los 
ligandos 
• La teoría considera que los orbitales moleculares se pueden formar 
por 
combinación lineal de OA de los átomos que se unen para formar un complejo 
• Los orbitales atómicos originales deben tener energías semejantes y 
solaparse o superponerse en una cierta región del espacio 
• A mayor igualdad en energía, mayor solapamiento 
• > estabilidad del orbital enlazante 
• < desestabilidad del orbital antienlazante 
• Las propiedades de simetría de los orbitales que se combinan deben 
ser 
semejantes 
• El número de orbitales moleculares formados es igual al número de 
orbitales atómicos que se combinan. 
* Complejos octaédricos 
• Los orbitales moleculares se forman por combinaciones lineales de 
orbitales 
atómicos de M y L que tengan igual simetría 
• Se inicia por la combinación de orbitales de los ligantes. Según teoría de 
grupo (Oh): 
orbital s → a1g 
orbitales p → t1u 
orbitales d → e g (dx 2-y 2 , dz2 ) 
t2g (dxy,,d xz , d yz 
La teoría considera que los orbitales moleculares se pueden formar por 
combinación lineal de OA de los átomos que se unen para formar un complejo 
• Los orbitales atómicos originales deben tener energías semejantes y 
solaparse 
o superponerse en una cierta región del espacio 
• A mayor igualdad en energía Ö mayor solapamiento 
> estabilidad del orbital enlazante 
< desestabilidad del orbital antienlazante 
• Las propiedades de simetría de los orbitales que se combinan deben 
ser 
semejantes 
• El número de orbitales moleculares formados es igual al número de 
orbitales 
atómicos que se combinan 
 
 
 
 
* ELEMENTOS DE BIOINORGANICA: 
* ELEMENTOS DE LA BIOSFERA: 
Los elementos químicos de la biosfera terrestre son el carbono, nitrógeno, 
oxígeno, fósforo y azufre. El 95% de la biósfera está formada por ellos. Se 
conoce como biosfera a la parte del planeta donde están comprendidos todos 
los ecosistemas y organismos vivos en la atmósfera. 
La biosfera abarca parte de la troposfera, la hidrosfera (océanos, mares y aguas 
continentales); y la litosfera, la parte más externa de la corteza terrestre. 
 
El clima en la tierra lo determinan diversas causas, tanto internas como externas, 
y éstas van cambiando con el paso del tiempo. 
https://www.lifeder.com/atmosfera-terrestre/
https://www.lifeder.com/caracteristicas-litosfera/
La actividad solar, el relativo movimiento tierra-sol, (cada 100.000 años cambia 
la excentricidad de la órbita), la inclinación del eje terrestre (cambia cada 41.000 
años), son algunas causas externas. Entre las causas internas se encuentra 
el efecto invernadero. 
 
Los elementos químicos principales de la biósfera 
 
Carbono 
Los vegetales producen materia orgánica y oxígeno gracias a la energía solar y a 
la fotosíntesis. A cambio toman dióxido de carbono. Los organismos, al respirar, 
capturan oxígeno y liberan dióxido de carbono. 
 
Los caparazones calcáreos, que contienen carbono, al desintegrarse pasan a 
formar parte de los océanos. 
El agua de mar, por ser soluble, incorpora una cantidad de dióxido de carbono, y 
también libera una pequeña cantidad, similar a la de los vegetales. 
Los tejidos en su mayor parte están compuestos de carbono, elemento básico 
para la elaboración de glúcidos, ácidos nucleicos, lípidos y proteínas. 
 
Nitrógeno 
El nitrógeno forma un ciclo de cuatro procesos básicos. 
 
-Fijación: el nitrógeno se transforma en amonio, forma por la cual la mayoría de 
los organismos pueden captarlo. 
-Mineralización: es la transformación del amonio en nitrógeno mediante 
algunas bacterias. 
-Nitrificación: en presencia de oxígeno, el amonio se transforma en nitrato. 
 
-Desnitrificación: es el paso del nitrito y nitrato a nitrógeno y óxido de 
nitrógeno. La mayor parte del nitrógeno se encuentra en la atmósfera. Más del 
78% del aire está compuesto por nitrógeno. 
https://www.lifeder.com/sol/
https://www.lifeder.com/efecto-invernadero/
https://www.lifeder.com/ejemplos-de-materia/
https://www.lifeder.com/fotosintesis/
Es un componente esencial del ADN, ARN y de las proteínas. 
 
Azufre 
Algunos microorganismos transforman el azufre en aminoácidos y proteínas, 
mediante la reducción asimilativa. Por reducción disimilativa, lo transforman en 
sulfuro, que se libera en el medioambiente. 
 
La vegetación en la tierra y el plancton en el mar, liberan partes de azufre en 
forma de gases en la atmósfera. Es cuando vuelve a ser sulfato y es barrido y 
depositado por las lluvias, incluso a larga distancia. 
El azufre también forma parte de las proteínas. 
 
Oxígeno 
Es el elemento esencial para la respiración de los seres vivos. Cerca de la quinta 
parte del aire es oxígeno. Los organismos vivos consumen oxígeno y liberan 
dióxido de carbono. 
 
Los elementos fotosintéticos, como el reino vegetal, consumen dióxido de 
carbono, liberando oxígeno. 
El oxígeno existe en forma de moléculas diatómicas (O2), pero también existeen forma triatómica (O3), que es el ozono. En la atmósfera forma una barrera 
para los rayos ultravioletas. 
 
Fósforo 
Es un elemento fundamental para todas las formas de vida en la tierra. Tiene 
injerencia en los procesos metabólicos, como en la formación de los esqueletos. 
Es fundamental en el ADN, ARN y en muchas enzimas. 
Los fosfolípidos tienen participación en la construcción de las membranas de las 
células y en la médula de los huesos. 
Los huesos y los dientes de los vertebrados están formados por minerales de 
fósforo. El cuerpo humano necesita unos 650 gramos de fósforo en promedio, 
mientras otros organismos necesitan concentraciones más altas. 
 
* FUNCIONES Y SISTEMAS BIOLOGICOS CON PARTICIPACION DE IONES 
METALICOS. 
https://www.lifeder.com/vertebrados/
 
 
 
 
QUIMICA BIOINORGANICA EN ALGUNOS PROCESOS TOXICOLOGICOS 
Intoxicación por plomo: Terapia de quelación con EDTA. Los médicos tratan a 
los adultos con niveles de plomo superiores a 45 mcg/dL en la sangre y a los 
niños que no pueden tolerar el fármaco utilizado en la terapia de quelación 
convencional, más comúnmente con una sustancia química llamada ácido 
etilendiaminotetraacético disódico cálcico (EDTA). El EDTA se administra por 
inyección 
Intoxicación con arsénico ::Tratamiento específico, dimercaprol (BAL) 3-4 
mg/kg cada 4 horas por vía intramuscular durante dos días y luego continuar 
con igual dosis cada 12 horas hasta 10 días. Se deben controlar la tensión 
arterial y alcalinizar la orina para facilitar la eliminación de Arsénico.