La estereoquímica de un complejo representa la relación espacial entre un catión metálico, un ion metálico central y sus ligandos de coordinación. La estereoquímica de un complejo se puede clasificar según el número de coordinación (NC) de la especie química central. El número de coordinación 4 indica que tenemos un ion metálico central unido a cuatro ligandos más, que pueden ser iguales o diferentes entre sí.
La distribución de ligandos alrededor de un ion metálico central se coordina según leyes de naturaleza electrostática, según la repulsión eléctrica mutua entre los ligandos, factor que se asocia con el impedimento estérico de los ligandos cuando son relativamente voluminosos. Algunos factores influyen en el orden de esta disposición, como el tamaño del ligando, la naturaleza química del ion y el procedimiento utilizado en su síntesis.
Para los complejos de coordinación número cuatro, son comunes dos geometrías de coordinación distintas, el cuadrado plano y el tetraédrico. La formación de complejos pertenecientes a estas geometrías dependerá de los factores ya mencionados.
Geometría plana cuadrada: Los complejos que presentan la geometría antes mencionada se caracterizan por la configuración electrónica terminada en d8 o s¹d7; lo cual es indicativo de metales de transición, en arreglos combinados de ligandos que pueden formar enlaces de naturaleza π aceptando electrones libres del átomo metálico.
Los complejos de terminación electrónica terminados en d8, tetracoordenadas, componiendo los elementos de la segunda y tercera líneas del grupo D (4d8 y 5d8) de la Tabla Periódica, como los formados por los cationes de los elementos rodio (Rh+), iridio (Ir+), paladio (Pd2+) y oro (Au3+), forman casi invariablemente complejos planos cuadrados. Por ejemplo, los complejos de platino que se muestran a continuación son ambos cuadrados planos.
[Pt(NH3)4]2+ [PtCl2(NH3)2]
Geometría tetraédrica: Aún con la coordinación número cuatro, los complejos tetraédricos con simetría tetraédrica se ven favorecidos cuando el ion metálico tiene una dimensión pequeña en relación con los ligandos. Se encuentran ejemplos en el caso de ligandos de cloruro, bromuro y yoduro (respectivamente Cl–, br– Oye–), por lo que las repulsiones de ligante-ligante existentes exceden la diferencia de energía de formación de liga existente entre el metal y el ligante. Los complejos con geometría de coordinación tetraédrica son relativamente comunes para los oxianiones metálicos, ubicados a la izquierda del bloque. D de la tabla periódica, generalmente en estados de oxidación elevados. Por ejemplo, los complejos de cromo y níquel que se muestran a continuación son tetraédricos.
[K2(CrO4)]; [K2(NiBr4)]
Todos los complejos representados, en coordinación número cuatro y geometría diferente, son estables y pueden obtenerse experimentalmente con relativa facilidad.
Referencias:
ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Principios de la química: cuestionando la vida moderna y el medio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; La química en el enfoque de la vida cotidiana, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo / SP-1998.
RUSSELL, John B .; Química general vol.1, São Paulo: Pearson Education of Brazil, Makron Books, 1994.
