Química de coordinación: nomenclatura, geometría, campo cristalino y CFSE

Respuesta corta

Un compuesto de coordinación contiene un metal central unido a ligandos que donan pares de electrones. Para analizarlo conviene seguir este orden:

1. Identificar la esfera de coordinación y la carga del complejo.
2. Nombrar ligandos y metal con el estado de oxidación correcto.
3. Contar el número de coordinación.
4. Proponer la geometría más probable.
5. Determinar la configuración d del metal.
6. Distribuir los electrones en los niveles de campo cristalino y calcular la energía de estabilización.

En un complejo octaédrico los orbitales d se separan en un conjunto inferior t₂g y otro superior e g. La separación se llama Δo. Los orbitales t₂g se estabilizan −0,4Δo por electrón y los eg se desestabilizan +0,6Δo por electrón. La energía de estabilización del campo cristalino, sin incluir todavía el costo de apareamiento, es:

CFSE = [−0,4 n(t₂g) + 0,6 n(eg)]Δo

La fuerza del ligando puede producir complejos de alto o bajo spin, especialmente para configuraciones d⁴ a d⁷.

Qué es un complejo de coordinación

La especie entre corchetes se llama entidad o esfera de coordinación. El metal acepta densidad electrónica y los ligandos la donan mediante enlaces coordinados. Los iones que quedan fuera de los corchetes son contraiones y equilibran la carga.

En [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, la esfera es [Co(NH₃)₅Cl]²⁺ y hay dos iones cloruro externos. Los cinco NH₃ y el cloruro coordinado cuentan para el número de coordinación, que es seis. El cloruro externo no cuenta.

La carga de la esfera permite obtener el estado de oxidación. En [Co(NH₃)₅Cl]²⁺, NH₃ es neutro y el cloruro coordinado vale −1:

x + 5(0) − 1 = +2

x = +3

El metal es cobalto(III).

Nomenclatura de complejos

Para nombrar un complejo iónico:

1. Nombra primero el catión y después el anión.
2. Dentro de la esfera, nombra los ligandos en orden alfabético, sin contar prefijos multiplicativos.
3. Usa di-, tri-, tetra-, penta- y hexa- para cantidades sencillas.
4. Escribe el metal y su estado de oxidación en números romanos.
5. Si la esfera es aniónica, el metal suele terminar en -ato en la nomenclatura tradicional o usar la forma recomendada correspondiente.

Algunos nombres de ligandos frecuentes son:

Fórmula	Nombre del ligando
H₂O	aqua
NH₃	ammina
CO	carbonilo
Cl⁻	clorido
OH⁻	hidroxido
CN⁻	cianido
NO₂⁻	nitro o nitrito, según el átomo de unión

Ejemplos:

• [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂: cloruro de pentaaminacloridocobalto(III).
• K₄[Fe(CN)₆]: hexacianidoferrato(II) de potasio.
• [Cu(H₂O)₆]SO₄: sulfato de hexaaquacobre(II).
• [Pt(NH₃)₂Cl₂]: diamminodicloridoplatino(II); puede existir como isómeros geométricos cis y trans.

Los ligandos polidentados, como etilendiamina (en), ocupan más de un sitio. En ese caso se usan prefijos como bis-, tris- o tetrakis- para evitar ambigüedad: [Co(en)₃]³⁺ es el ion tris(etilendiamina)cobalto(III).

Número de coordinación y geometría

El número de coordinación es el número de átomos donadores unidos directamente al metal. No es necesariamente igual al número de ligandos: la etilendiamina es un ligando, pero aporta dos átomos donadores.

Geometrías frecuentes:

Número de coordinación	Geometría habitual	Ejemplo
2	lineal	[Ag(NH₃)₂]⁺
4	tetraédrica	[ZnCl₄]²⁻
4	cuadrada plana	[PtCl₄]²⁻
6	octaédrica	[Co(NH₃)₆]³⁺

La geometría no se deduce solo con VSEPR. La identidad del metal, su configuración d, el tamaño del ligando y el campo cristalino influyen. Los complejos de coordinación cinco pueden ser bipiramidales trigonales o piramidales cuadradas; por eso conviene no forzar una única geometría sin datos.

Campo cristalino octaédrico

La teoría de campo cristalino considera a los ligandos como cargas o dipolos que repelen los electrones d del metal. En un campo octaédrico, seis ligandos se sitúan sobre los ejes x, y y z.

Los orbitales d orientados directamente hacia los ligandos, dz² y dx²−y², sufren mayor repulsión y forman el conjunto eg, de energía +0,6Δo por electrón. Los orbitales dxy, dxz y dyz apuntan entre los ejes y forman t₂g, de energía −0,4Δo por electrón. El centro de energía de los cinco orbitales se conserva.

La suma de las contribuciones es cero para un conjunto d completo:

3(−0,4Δo) + 2(+0,6Δo) = 0

Por eso Δo representa la separación entre eg y t₂g, no la energía absoluta de un orbital aislado.

Alto spin, bajo spin y serie espectroquímica

Al llenar los orbitales, compiten dos magnitudes: Δo y la energía de apareamiento P.

• Si Δo < P, los electrones ocupan eg antes de aparearse: complejo de alto spin.
• Si Δo > P, se aparean en t₂g antes de ocupar eg: complejo de bajo spin.

La posibilidad de alto o bajo spin es especialmente importante para d⁴, d⁵, d⁶ y d⁷ octaédricos. En d¹, d² y d³ no hay una elección de apareamiento comparable.

Una versión simplificada de la serie espectroquímica es:

I⁻ < Br⁻ < Cl⁻ < F⁻ < H₂O < NH₃ < en < CN⁻ < CO

Los ligandos de la izquierda suelen producir campos débiles y los de la derecha campos fuertes. La serie es una guía experimental: no reemplaza el análisis del metal, la geometría, la carga y el medio.

Energía de estabilización del campo cristalino

La CFSE se calcula sumando la contribución de cada electrón d. En octaédricos:

CFSE = (−0,4 n_t₂g + 0,6 n_eg)Δo

Si se quiere comparar la energía total de dos configuraciones con distinto número de pares, se añade la energía de apareamiento. Por eso CFSE no es idéntica a la energía de enlace ni a la energía libre de formación del complejo.

Ejemplo 1: [Fe(H₂O)₆]²⁺

El agua es un ligando de campo relativamente débil. Fe²⁺ tiene configuración d⁶. Para un complejo octaédrico de alto spin:

t₂g⁴ eg²

Hay cuatro electrones desapareados. La CFSE es:

CFSE = [−0,4(4) + 0,6(2)]Δo

CFSE = (−1,6 + 1,2)Δo = −0,4Δo

El signo negativo indica estabilización relativa frente al conjunto d no dividido. La magnitud no incluye por sí sola P ni efectos covalentes.

Ejemplo 2: [Fe(CN)₆]⁴⁻

En [Fe(CN)₆]⁴⁻, seis ligandos CN⁻ aportan −6. Como la carga total es −4:

x − 6 = −4; x = +2

Fe²⁺ es d⁶. CN⁻ produce un campo fuerte y, en el modelo introductorio, Δo > P. La configuración es de bajo spin:

t₂g⁶ eg⁰

Todos los electrones están apareados y:

CFSE = [−0,4(6) + 0,6(0)]Δo = −2,4Δo

Comparar −0,4Δo y −2,4Δo muestra por qué la ocupación electrónica cambia con la fuerza del ligando, aunque la estabilidad real también dependa de P, covalencia y solvatación.

Campo tetraédrico y cuadrado plano

En un campo tetraédrico, los orbitales e quedan abajo y los t₂ arriba:

CFSEtet = [−0,6 n(e) + 0,4 n(t₂)]Δt

La separación es menor que en un octaédrico, aproximadamente Δt ≈ 4/9 Δo. Por eso los complejos tetraédricos suelen ser de alto spin.

En un campo cuadrado plano, los cinco orbitales ya no se agrupan simplemente como t₂g y eg. El orbital dx²−y² suele quedar muy alto porque apunta hacia los ligandos del plano. Este esquema es frecuente en complejos d⁸ de metales pesados, como Pt(II), y ayuda a entender sus geometrías y posibles isómeros.

Magnetismo, color y límites del modelo

Los electrones desapareados producen paramagnetismo; si todos están apareados, el complejo es diamagnético. La teoría de campo cristalino permite hacer esta predicción contando electrones, pero la susceptibilidad magnética experimental puede incluir contribuciones orbitales.

La absorción de luz puede promover un electrón de t₂g a eg. La energía aproximada de esa transición es Δo, de modo que los complejos de metales de transición pueden presentar color. El color observado también depende de transferencia de carga, distorsiones, solvente y simetría.

El campo cristalino es un modelo electrostático. La teoría de campo ligando y los orbitales moleculares describen mejor la covalencia, la retro donación π y las diferencias entre ligandos.

Aplicación en alimentos y bioquímica

La coordinación explica la función de hemoproteínas, centros metálicos de enzimas, pigmentos y agentes quelantes. Cambiar el ligando, el pH o la geometría puede modificar color, solubilidad, reactividad y biodisponibilidad de un metal. En alimentos, el modelo ayuda a formular hipótesis, pero no sustituye mediciones de especiación, estabilidad y seguridad.

Errores frecuentes

• Contar contraiones como si estuvieran coordinados.
• Confundir número de ligandos con número de coordinación.
• Omitir la carga del complejo al calcular el estado de oxidación.
• Escribir eg y t₂g sin indicar la geometría.
• Llamar CFSE a toda la energía de formación del complejo.
• Confundir alto spin con campo fuerte.
• Usar la separación octaédrica para un complejo tetraédrico o cuadrado plano.
• Suponer que una geometría es segura solo por el número de coordinación.
• Concluir la estabilidad en disolución únicamente a partir de CFSE.

Método general para resolver ejercicios

1. Separa esfera de coordinación y contraiones.
2. Calcula la carga y el estado de oxidación del metal.
3. Cuenta átomos donadores y determina el número de coordinación.
4. Propón la geometría y la separación orbital correspondiente.
5. Obtén la configuración d del ion metálico.
6. Decide alto o bajo spin comparando Δ con P y la fuerza del ligando.
7. Cuenta desapareados y calcula CFSE.
8. Explica qué efectos del modelo quedan fuera, como covalencia, solvatación y quelación.

Ejercicio propuesto

Analiza [CoF₆]³⁻ y [Co(CN)₆]³⁻.

1. Calcula el estado de oxidación y la configuración d del cobalto.
2. Decide cuál es de alto spin y cuál de bajo spin.
3. Escribe la ocupación t₂g/eg, cuenta electrones desapareados y calcula CFSE.
4. Nombra ambas especies.

Solución

En ambos complejos, seis ligandos mononegativos y carga total −3 dan Co(III). Co, Z = 27; Co³⁺ es d⁶.

F⁻ es campo débil: [CoF₆]³⁻ se trata como alto spin, t₂g⁴ eg², con cuatro desapareados y CFSE = −0,4Δo. Su nombre es hexafluoridocobaltato(III).

CN⁻ es campo fuerte: [Co(CN)₆]³⁻ se trata como bajo spin, t₂g⁶ eg⁰, sin desapareados y CFSE = −2,4Δo. Su nombre es hexacianidocobaltato(III).

Referencias

• OpenStax, 19.2 Coordination Chemistry of Transition Metals.
• OpenStax, 19.3 Spectroscopic and Magnetic Properties.
• Chemistry LibreTexts, Coordination Chemistry: Bonding.
• LibreTexts, Coordination Numbers and Structures.

La CFSE es una aproximación de campo cristalino. Las conclusiones sobre estabilidad, color o seguridad deben contrastarse con estructura electrónica, medio y datos experimentales.