Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Química de coordinación


La química de coordinación es un aspecto importante de la química inorgánica que se ocupa del estudio de los compuestos de coordinación o complejos. Estos compuestos se forman por la combinación de iones metálicos con ligandos, que son moléculas o iones que pueden donar pares de electrones al centro metálico. Entender la química de coordinación es esencial para comprender cómo interactúan los metales en procesos biológicos, medicinales e industriales.

Conceptos básicos

En el núcleo de la química de coordinación están los compuestos de coordinación, que generalmente consisten en un átomo o ion metálico central rodeado por una serie de moléculas o iones enlazados, conocidos como ligandos. El ion metálico central y sus ligandos unidos forman un complejo de coordinación.

Átomo o ion metálico central

El metal central suele ser un metal de transición, como hierro (Fe), cobre (Cu) o níquel (Ni). Los metales de transición son particularmente adecuados para formar compuestos de coordinación porque tienen orbitales d parcialmente llenos, los cuales pueden aceptar fácilmente pares de electrones de los ligandos.

Ejemplo: Considere el ion hierro(II) en el complejo [Fe(CN)6]4-. Aquí, el hierro es el ion metálico central.

Ligandos

Los ligandos son iones o moléculas que pueden donar al menos un par de electrones al metal central. Pueden ser:

  • Monodentado: ligandos que donan un par de electrones, como el ion cloruro (Cl-) o el amoníaco (NH3).
  • Bidentado: ligandos que pueden formar dos enlaces con el metal central, como la etilendiamina (en).
  • Polidentado: ligandos que pueden formar múltiples enlaces, como el ácido etilendiaminotetraacético (EDTA).

El número de puntos de unión de un ligando se conoce como la "denticidad" del ligando.

Número de coordinación

El número de coordinación de un complejo se refiere al número de átomos donantes de ligandos unidos al metal central. Los números de coordinación suelen variar de 2 a 12, pero suelen encontrarse entre 4 y 6.

Ejemplo: En el complejo [Co(NH3)6]3+, el número de coordinación del cobalto es 6 porque tiene seis moléculas de amoníaco unidas a él.

Geometría de los compuestos de coordinación

La geometría de los compuestos de coordinación varía dependiendo del número de coordinación y la naturaleza del ligando.

Geometría lineal

La coordinación ocurre en número 2. Aquí hay una representación visual simple:

l M l

Ejemplo: [Ag(NH3)2]+

Geometría tetraédrica

Se encuentra en complejos con número de coordinación 4. La forma tetraédrica es como una pirámide con base triangular.

Ejemplo: [ZnCl4]2-

Geometría cuadrada planar

También se encuentra con número de coordinación 4, que es típico para iones metálicos d8.

l l l l

Ejemplo: [PtCl4]2-

Geometría octaédrica

Típico para número de coordinación 6, donde los ligandos están distribuidos uniformemente alrededor del ion metálico.

Ejemplo: [Co(NH3)6]3+

Isomería en compuestos de coordinación

La isomería en compuestos de coordinación surge de las diferentes maneras en que los ligandos pueden disponerse alrededor del centro metálico. Existen dos tipos principales: isomería estructural y estereoisomería.

Isomería estructural

Los tipos incluyen:

  • Isomería de enlace: surge cuando un ligando puede enlazarse al metal de más de una manera. Ejemplo: [Co(NH3)5(NO2)]2+ vs. [Co(NH3)5(ONO)]2+.
  • Isomería de coordinación: ocurre cuando hay un intercambio de ligandos entre las partes catiónicas y aniónicas del compuesto. Ejemplo: [Co(NH3)6][Cr(CN)6] vs. [Cr(NH3)6][Co(CN)6].

Estereoisomería

Los tipos incluyen:

  • Isomería geométrica: Ocurre en complejos con ciertas disposiciones espaciales. Por ejemplo, en complejos cuadrados planares y octaédricos, [Pt(NH3)2Cl2] puede presentar isomería cis y trans.
  • Isomería óptica: Se encuentra en compuestos de coordinación quirales que no se superponen con sus imágenes especulares. Ejemplo: algunos complejos [Co(en)3]3+.

Estabilidad de los compuestos de coordinación

La estabilidad de un compuesto de coordinación es una indicación de cuán fuertemente el ion metálico se une al ligando. Los factores que afectan la estabilidad incluyen:

  • Naturaleza del ion metálico: La carga sobre el metal y su tamaño afectan la estabilidad del complejo. Una carga positiva mayor y un tamaño más pequeño suelen formar complejos más estables.
  • Naturaleza del ligando: Algunos ligandos forman enlaces fuertes con metales. Por ejemplo, ligandos como el cianuro (CN-) a menudo forman complejos muy estables.
  • Efecto quelato: Los ligandos polidentados como el EDTA forman complejos más estables debido al efecto quelato, donde se forman múltiples enlaces en la estructura cíclica, aumentando significativamente la estabilidad.

Aplicaciones de la química de coordinación

Los compuestos de coordinación juegan roles importantes en una variedad de áreas:

Sistemas biológicos

  • Hemoglobina: Este complejo de coordinación que contiene hierro es esencial para el transporte de oxígeno en la sangre.
  • Vitamina B12: Contiene un centro de cobalto y es importante para la síntesis de ADN y la producción de energía.

Catalización

Los compuestos de coordinación se utilizan como catalizadores en muchos procesos industriales, acelerando las reacciones sin consumirse en el proceso.

  • Hidrogenación de alquenos: Catalizada por complejos de níquel, platino o paladio.
  • Proceso Wacker: Un complejo de paladio se utiliza para convertir el etileno en acetaldehído.

Medicina

Algunos compuestos de coordinación se utilizan directamente en tratamientos médicos o procedimientos de diagnóstico. Por ejemplo, el cisplatino ([PtCl2(NH3)2]) es un conocido medicamento contra el cáncer.

Química ambiental

  • Ablandamiento del agua: El EDTA se utiliza en procesos de tratamiento de agua para atrapar iones metálicos, reduciendo así la dureza del agua.
  • Desintoxicación de metales pesados: Los agentes quelantes eliminan metales tóxicos de organismos vivos.

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