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Sembra complicato? Non preoccuparti, gli ioni complessi non vi sembreranno più complicati dopo aver letto questo articolo!
- Impareremo come i legami di coordinazione determinano la forma degli ioni complessi.
- Esploreremo i diversi tipi di ligandi presenti negli ioni complessi e considereremo le quattro forme che possono assumere i complessi dei metalli di transizione.
- Scopriremo inoltre come gli ioni complessi ottaedrici e quelli tetraedrici presentino stereoisomeria.
- Infine, impareremo a disegnare le strutture degli ioni complessi.
Composti di coordinazione metallici
Uno ione metallico complesso è uno ione metallico centrale circondato da ligandi. I ligandi sono specie che possono donare una o più coppie di elettroni solitari.
Ciò significa che i ligandi donano un lone pair di elettroni. I ligandi possono essere molto semplici, come la molecola d'acqua, o molto più complessi, come l'etilendiammina o lo ione ossalato.
Figura 1. Ligandi semplici e complessi donano un doppietto elettronico.
I complessi sono costituiti da un metallo di transizione o da un suo ione legato in modo coordinato a ligandi. Vediamo più da vicino cosa si intende per legame di coordinazione.
Legami nei complessi dei metalli di transizione
Gli ioni dei metalli di transizione hanno un sottolivello 3d parzialmente riempito. I ligandi formano legami di coordinazione quando un orbitale che contiene una coppia solitaria di elettroni si sovrappone ad un orbitale libero dello ione metallico. In altre parole, il metallo agisce come un acido di Lewis accettando una coppia di elettroni e il ligando agisce come una base di Lewis donando una coppia di elettroni.
I legami coordinati sono detti anche legami covalenti dativi.
Ad esempio, l'alluminio ha la configurazione elettronica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.
Figura 2. Configurazione elettronica dell'alluminio.
Quando forma uno ione Al3+, la sua struttura elettronica diventa 1s2, 2s2 2p6, lasciando vuoti tutti gli orbitali del 3° livello. Al3+ può ora accettare coppie di elettroni da una molecola/uno ione per diventare più stabile. Nell'esempio seguente, Al3+ accetta sei coppie di elettroni da sei molecole d'acqua.
Figura 3. Composto esa-coordinato dell'alluminio. Fonte: chemguide
La formula di questo complesso è [Al (H2O)6]3+. I sei ligandi di acqua donano allo ione alluminio una coppia di elettroni ciascuno. Pertanto, diciamo che il complesso [Al (H2O)6]3+ ha un numero di coordinazione pari a 6.
Il numero di coordinazione indica il numero di legami di coordinazione in uno ione complesso. Il numero di coordinazione determina anche la forma degli ioni complessi. Continua a leggere per saperne di più!
Prima di considerare la forma degli ioni complessi, parliamo brevemente dei diversi tipi di ligandi. I ligandi vengono classificati in base al numero di legami di coordinazione che possono formare..
I ligandi monodentati donano un doppietto di elettroni.
L'acqua, gli ioni cloruro e le molecole di ammoniaca sono esempi di ligandi monodentati.
Figura 4. Ioni complessi con ligandi monodentati. Fonte: chemguide e StudySmarter
Nota come i ligandi neutri formino ioni complessi positivi, mentre i ligandi negativi formano complessi negativi. Un'altra cosa che si può notare è come lo stato di ossidazione dello ione determini la carica complessiva del complesso.
I ligandi bidentati formano due legami di coordinazione, ossia donano due lone pairs di elettroni.
Le due molecole qui sotto, l'1,2-diamminoetano e lo ione ossalato sono ligandi bidentati.
Figura 5. Ligandi bidentati
Questi ligandi formano complessi chiamati chelati, che significa "simili a granchi". Nota come i ligandi abbiano la forma di granchi? Questi tipi di ligandi sono chiamati agenti chelanti.
I ligandi multidentati (detti anche polidentati) possono donare tre o più coppie di elettroni solitari!
Lo ione EDTA4- è un ligando multidentato che può formare sei legami con uno ione metallico.
Figura 6 . Ligando multidentato.
Dalla sua forma si può notare che l'EDTA4- è anche un agente chelante. Forma un complesso circondando lo ione metallico. Questo fa sì che abbia molte applicazioni utili! Ad esempio, può essere utilizzato per curare l'avvelenamento da metalli. Molti prodotti per la pulizia contengono EDTA per aiutare a rimuovere gli ioni di calcio dall'acqua dura.
Vediamo ora come questi leganti influenzano la forma dei complessi metallici.
Struttura di coordinazione di complessi metallici
In generale, esistono quattro strutture per gli ioni metallici di transizione complessi:
- Lineare
- Quadrata planare
- Tetraedrica
- Ottaedrica
Le due forme più comuni sono quella tetraedrica e quella ottaedrica.
Complessi tetraedrici
I complessi tetraedrici hanno quattro legami di coordinazione con angoli di legame di 109,5º. I ligandi di grandi dimensioni, come il Cl-, formano complessi tetraedrici.
Due esempi di complessi tetraedrici sono il cloruro di rame [CuCl4]2- e il cloruro di cobalto [CoCl4]2-, mostrati di seguito.
La carica complessiva si calcola considerando:
4 x Cl- = 4-
1 x Cu (II) = 2+
Carica complessiva = 4- + 2+ = 2-
Complessi ottaedrici
I complessi ottaedrici si formano quando intorno al metallo centrale si formano sei legami coordinati. Hanno un angolo di legame di 90º.
Piccoli ligandi come H2O o NH3 formano complessi ottaedrici. Un ligando piccolo come l'acqua o l'ammoniaca lascia spazio ad altri ligandi per adattarsi allo ione complesso. D'altra parte, i ligandi grandi come il cloro lasciano spazio solo a quattro ligandi.
I legami esacoordinati si possono formare in molti modi. Forse hai già pensato a qualcuno! Diamo un'occhiata alle possibilità.
- Sei piccoli ligandi monodentati - ogni ligando forma un legame di coordinazione con il metallo centrale. H2O e NH3 sono esempi di ligandi che formano un legame coordinato.
Figura 8. Complessi ottaedrici. Fonte: chemguide
- Tre ligandi bidentati - ogni ligando forma due legami coordinati con il metallo centrale. Lo ione ossalato o l'etilendiammina sono esempi rispettivamente di ioni e molecole che possono donare due coppie di elettroni e formare due legami coordinati.
- Un ligando multidentato - uno ione/molecola può formare tre o più legami coordinati allo ione metallico. L'EDTA4- è l'esempio più comune di ligando multidentato.
Oltre alle due strutture che abbiamo visto, si possono formare anche complessi di forma lineare e quadrato planare.
Complessi lineari
I complessi lineari si formano quando ci sono due legami di coordinazione. Hanno un angolo di legame di 180°.
Un esempio comune di ione complesso lineare è il diamminoargento [Ag(NH₃)₂]⁺, utilizzato nel reattivo di Tollens.
Figura 9. Complesso lineare
Consulta il reattivo di Tollens in Stato di ossidazione variabile degli elementi di transizione.
Complessi quadrato planari
Anche i complessi quadrato planari hanno quattro legami di coordinazione! A differenza dei complessi tetraedrici, hanno un angolo di legame di 90º.
Un farmaco utilizzato inizialmente nel trattamento del cancro, il cis-platino, forma un complesso planare quadrato. Ha come ione centrale lo ione platino, Pt2+, e come ligandi due molecole di ammoniaca e due ioni cloruro.
Dal nome si può intuire che il cis-platino è un isomero geometrico. I complessi quadrato-planari e tetraedrici sono speciali perché possono mostrare stereoisomeria. Esploreremo il significato di questo fenomeno nel prossimo paragrafo.
Isomeria nei complessi dei metalli di transizione
Occasionalmente, si osserva stereoisomeria nei complessi ottaedrici e planari quadrati. Gli stereoisomeri sono molecole con lo stesso ordine di atomi, ma con disposizioni spaziali diverse. Esistono due tipi di stereoisomeria: l'isomeria geometrica E-Z e l'isomeria ottica. Esaminiamo come si manifestano nei complessi metallici.
Scopri di più in Isomeria.
Isomeria nei complessi dei metalli di transizione: isomeria geometrica
I complessi quadrato planari possono presentare isomeria geometrica cis-trans (chiamata anche isomeria E/Z). Questi complessi hanno i loro ligandi ad alta priorità adiacenti o opposti l'uno all'altro. Ad esempio, il cis-platino e il trans-platino sono isomeri geometrici.
Si noti come il cis-platino abbia i ligandi cloro e ammoniaca uno accanto all'altro. Il platino trans, invece, ha i ligandi del cloro e dell'ammoniaca uno di fronte all'altro.
L'isomero con i ligandi ad alta priorità adiacenti è l'isomero cis, in questo caso il cis-platino. L'isomero con i ligandi ad alta priorità uno di fronte all'altro è l'isomero trans.
L'isomeria geometrica si osserva anche negli ioni complessi ottaedrici con ligandi monodentati. Due dei ligandi devono essere diversi dagli altri quattro. Ad esempio, gli ioni cis e trans-tetraamminadiclorocobalto(III) mostrati di seguito sono isomeri geometrici ottaedrici.
Si può notare come i due ioni cloro siano adiacenti l'uno all'altro nell'isomero cis, mentre sono opposti l'uno all'altro nell'isomero trans.
Isomeria ottica: complessi dei metalli di transizione
Gli isomeri ottici sono immagini speculari non sovrapponibili tra loro. Non presentano alcun piano di simmetria. Possiamo osservare questo tipo di stereoisomeria nei complessi ottaedrici con ligandi bidentati. Ricordiamo che bidentato significa che dona due coppie di elettroni solitari.
L'etilendiammina è uno ione complesso ottaedrico che mostra isomeria ottica. Forse non risulta scontato guardando le formule di struttura qui sotto, ma fare dei modelli fisici potrebbe essere utile !
L'etilendiammina viene anche chiamata 1,2-diamminoetano.
Con un po' di immaginazione, si può vedere che entrambe le molecole sono immagini speculari l'una dell'altra. Ma non è possibile sovrapporle, indipendentemente dal modo in cui le si gira.
Prima di concludere, vediamo come si può disegnare la struttura di uno ione complesso.
Come disegnare ioni complessi
Per mostrare le molecole 3D utilizziamo i disegni a cuneo. Ecco come funzionano:
- Una linea retta solida mostra un legame sullo stesso piano della pagina.
- Un cuneo solido rappresenta i legami che sporgono davanti alla pagina.
- Un cuneo tratteggiato mostra i legami che si trovano dietro il piano della pagina.
Guardate gli esempi qui sotto. Quando si conoscono le regole del disegno a cuneo, si può disegnare qualsiasi molecola complessa, purché se ne conosca la forma!
Figura 14. L'1.2-diamminoetano è un isomero ottico. Fonte: Pearson Education (alterata)
Come possiamo dedurre la polarità complessiva dei complessi che mostrano isomeria?
Si può notare che i ligandi sono all'interno di due parentesi quadre e si può anche notare che a volte al di fuori delle parentesi c'è una carica. È importante ricordare che solo alcuni complessi possono avere una carica complessiva, che può essere calcolata utilizzando due elementi:
- La carica dei ligandi all'interno del complesso.
- La carica dello ione centrale del metallo di transizione del complesso.
Consideriamo l'esempio di un complesso che abbiamo già nominato in precedenza. Possiamo identificare che entrambi questi complessi hanno una carica 2-. Analizzeremo come siamo arrivati a questa carica complessiva finale.
Per [CuCl4]2- possiamo innanzitutto identificare che i ligandi sono Cl-. Poiché ci sono 4 x Cl-, questo significa che insieme i ligandi hanno una carica 4-.
Per lo ione centrale del metallo di transizione, possiamo ora determinare che ha una carica 2+. Infatti, per passare dalla carica 4- dei ligandi alla carica complessiva 2, èFigura 1. Ioni complessi tetraedrici. Fonte: chemguide
Quindi, complessivamente: i 4 ligandi Cl- conferiscono una carica 4- che, sommata alla carica del Cu2+, conferisce al complesso una carica 2-.
Possiamo dare un'occhiata anche al complesso [CoCl4]2-. Questo è simile all'esempio precedente, in cui i 4 ligandi Cl- danno una carica 4- e il Co ha una carica 2+, dando la carica complessiva dello ione complesso 2-.
Composti di coordinazione - Punti chiave
- Gli ioni complessi hanno uno ione metallico al centro e diversi ligandi o molecole che lo circondano.
- Le molecole o gli ioni che circondano il metallo centrale sono chiamati ligandi.
- Le strutture che uno ione complesso può assumere sono quattro, ma le due più comuni sono ottaedrica e tetraedrica.
- Una struttura tetraedrica si forma quando ci sono quattro legami di coordinazione.
- Una struttura ottaedrica si forma quando ci sono sei legami di coordinazione intorno al metallo centrale.
- Gli ioni complessi possono presentare due forme di isomeria: geometrica e ottica.
- Isomeria geometrica si ha quando uno ione complesso può riorganizzarsi in due modi diversi (cis e trans) intorno al metallo di transizione centrale.
- Perché uno ione complesso mostri isomeria ottica, deve avere immagini speculari non sovrapponibili.
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Domande frequenti riguardo Composti di coordinazione
Come si formano i composti di coordinazione?
I composti di coordinazione, detti anche complessi, si formano dalla coordinazione di un atomo o ione metallico ad un certo numero di molecole neutre o ioni negativi, detti leganti.
Quando si formano i legami di coordinazione?
I legami di coordinazione si formano quando un orbitale che contiene una coppia solitaria di elettroni si sovrappone ad un orbitale libero dello ione metallico. In altre parole, il metallo agisce come un acido di Lewis. accettando una coppia di elettroni e il ligando agisce come una base di Lewis donando una coppia di elettroni.
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