QUÍMICA · COORDINACIÓN
Explora 15 casos para distinguir metal, ligandos, carga y número de coordinación. Incluye complejos catiónicos, aniónicos y neutros, quelatos y ocho ejercicios con respuesta.
Un compuesto de coordinación contiene una entidad formada por un átomo o ion central y los ligandos unidos a él. Muchos centros son metales de transición, pero la coordinación no se limita a esos elementos. La entidad puede ser positiva, negativa o neutra.
En el modelo de enlace coordinado de Lewis, el ligando aporta el par electrónico y el centro metálico lo acepta. La donación forma un enlace; no implica que los electrones se pierdan sin compartirse. Algunos sistemas, como los carbonilos, requieren además considerar retrodonación del metal al ligando.
Los corchetes delimitan la esfera de coordinación. En [Co(NH₃)₆]Cl₃, el catión complejo está dentro de ellos y los tres cloruros externos son contraiones. El compuesto completo es neutro aunque el ion complejo sea positivo.
EJEMPLO 1
[Co(NH₃)₆]Cl₃
El ion de coordinación es [Co(NH₃)₆]³⁺. Cada NH₃ es neutro y aporta un átomo donador N; el Co tiene estado de oxidación +3 y número de coordinación 6. Los tres Cl⁻ externos compensan la carga.
La sal completa es neutra: (+3) + 3(−1) = 0. Los cloruros externos no se cuentan entre los seis donadores de la esfera de coordinación.
EJEMPLO 2
[Ag(NH₃)₂]⁺
Los dos NH₃ son ligandos neutros. La carga del complejo coincide con el estado de oxidación +1 de Ag: (+1) + 2(0) = +1. El número de coordinación es 2.
Es un ejemplo de coordinación lineal. Contar dos ligandos no significa que la carga deba ser +2.
EJEMPLO 3
[Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺
Cu está en +2; los cuatro NH₃ y las dos H₂O son neutros. Hay cuatro donadores N y dos O: número de coordinación 6 en esta representación acuosa, con un entorno octaédrico alargado.
La abreviatura [Cu(NH₃)₄]²⁺ destaca los cuatro amoniacos y omite el agua coordinada. No basta para concluir que el entorno completo en agua tiene solo cuatro donadores.
EJEMPLO 4
[Fe(CN)₆]³⁻
Cada CN⁻ aporta carga −1. Si x es el estado de oxidación del hierro: x + 6(−1) = −3, de donde x = +3. Seis ligandos monodentados dan número de coordinación 6.
También se conoce como ferricianuro. En la sal K₃[Fe(CN)₆], tres K⁺ compensan la carga −3 del ion complejo.
EJEMPLO 5
[Fe(CN)₆]⁴⁻
El ligando sigue siendo CN⁻, pero ahora la carga total es −4: x − 6 = −4, por tanto Fe está en +2. El número de coordinación sigue siendo 6.
Es el ferrocianuro. Cambiar Fe(III) por Fe(II) modifica la carga del complejo, no la cantidad de ligandos: K₄[Fe(CN)₆] requiere cuatro K⁺.
EJEMPLO 6
[Hg(CN)₄]²⁻
Cuatro CN⁻ aportan −4 y Hg(II) aporta +2: (+2) + 4(−1) = −2. El anión se denomina tetracianidomercurato(II), y puede aparecer en la sal K₂[Hg(CN)₄].
Una carga −3 para esa misma fórmula obligaría formalmente a Hg(+1); no corresponde al complejo de mercurio(II) descrito aquí. Es un caso de formulación, no una propuesta de preparación o manipulación.
EJEMPLO 7
[Ag(CN)₂]⁻
Dos CN⁻ aportan −2; Ag(I) aporta +1. El resultado es −1. El dicianidoargentato(I) tiene número de coordinación 2, con los dos ligandos unidos a la plata.
En K[Ag(CN)₂], un K⁺ compensa el anión. No se puede inventar una especie estable añadiendo ligandos hasta que una suma de cargas resulte conveniente.
EJEMPLO 8
[Fe(H₂O)₆]²⁺
Seis moléculas de agua rodean a Fe(II), cada una a través de un O. El agua es neutra, de modo que el complejo tiene carga +2 y número de coordinación 6.
Es una representación habitual de Fe²⁺ en disolución acuosa. El metal hidratado puede participar en otros equilibrios; la especie predominante depende del medio.
EJEMPLO 9
[Co(en)₃]³⁺
en representa etilendiamina, H₂N–CH₂–CH₂–NH₂. Cada molécula es neutra y puede enlazarse al mismo Co mediante sus dos N. Tres ligandos bidentados aportan seis átomos donadores.
Co está en +3 y su número de coordinación es 6, aunque hay solo tres ligandos. Los anillos metal–ligando hacen de este complejo un quelato.
EJEMPLO 10
[CaY]²⁻, donde Y⁴⁻ = EDTA⁴⁻
El ligando completamente desprotonado Y⁴⁻ se combina 1:1 con Ca²⁺: (+2) + (−4) = −2. En Na₂[CaY], dos Na⁺ compensan el anión de calcio–EDTA.
EDTA ofrece dos N y cuatro O donadores. Su denticidad potencial es seis; no se debe deducir el número de coordinación total de cualquier metal–EDTA solo por su proporción 1:1, pues pueden intervenir otros donadores o agua.
EJEMPLO 11
[PbY]²⁻, donde Y⁴⁻ = EDTA⁴⁻
El balance formal es (+2) + (−4) = −2. Un ion Pb²⁺ se asocia con un ligando EDTA; seis sitios donadores potenciales no significan que hagan falta seis moléculas de EDTA.
La complejación del plomo tiene aplicaciones clínicas con formulaciones concretas. El edetato cálcico disódico inyectable es un medicamento de uso supervisado; este ejemplo químico no hace equivalentes todas las sales o productos llamados EDTA.
EJEMPLO 12
Na₂H₂Y · también existe como dihidrato
En esta escritura, H₂Y²⁻ es una forma parcialmente protonada del EDTA. Los dos Na⁺ compensan su carga. No es Na₂[CaY]: la primera fórmula no contiene calcio.
Sirve para preparar disoluciones del agente complejante. Al formarse un complejo, el balance puede incluir liberación de H⁺; el pH influye en la protonación y en la estabilidad condicional. Se distingue aquí como sal del ligando, no como otro ejemplo del complejo calcio–EDTA.
EJEMPLO 13
Ni(CO)₄
CO se cuenta como ligando neutro, unido por C. La molécula no tiene carga, así que Ni tiene estado de oxidación formal 0. Sus cuatro ligandos aportan cuatro donadores.
Su geometría es tetraédrica. El enlace metal–CO también incluye retrodonación electrónica: la flecha donador→metal es un modelo inicial, no una descripción completa de todos los complejos.
EJEMPLO 14
Fe(CO)₅
Cinco ligandos CO neutros rodean a un Fe con estado de oxidación formal 0. El número de coordinación es 5. Su estructura se describe como una bipirámide trigonal.
Tres posiciones son ecuatoriales y dos axiales. Los números 2, 4 y 6 son frecuentes en ejemplos introductorios, pero no son los únicos posibles.
EJEMPLO 15
[Ni(CN)₄]²⁻ frente a Ni(CO)₄
En [Ni(CN)₄]²⁻, x − 4 = −2 da Ni(+2); su geometría es cuadrada plana. En Ni(CO)₄, Ni es formalmente 0 y la geometría es tetraédrica. Ambos tienen número de coordinación 4.
La geometría depende del metal, su estado electrónico y los ligandos. El número de coordinación cuenta vecinos donadores; por sí solo no decide la forma.
Para calcular cargas y coordinación, conviene hacer dos cuentas diferentes:
[Fe(CN)₆]³⁻: x + 6(−1) = −3 → x = +3.
[Co(en)₃]³⁺: x + 3(0) = +3 → x = +3; coordinación = 3 × 2 = 6.
El estado de oxidación es una asignación formal. No es la carga total del complejo ni una medida directa de la carga electrónica real localizada en el metal.
| Ligando | Carga formal | Átomos donadores en los ejemplos |
|---|---|---|
| H₂O | 0 | Un O |
| NH₃ | 0 | Un N |
| Cl⁻ | −1 | Un Cl; es cloruro, no cloro Cl₂ |
| CN⁻ | −1 | Un C en los complejos cianido aquí tratados |
| CO | 0 | Un C |
| en | 0 | Dos N si se coordina de forma bidentada |
| Y⁴⁻ (EDTA⁴⁻) | −4 | Potencialmente dos N y cuatro O |
Monodentado significa que el ligando se une por un átomo donador; bidentado, por dos; polidentado, por varios. Hay quelación cuando un mismo ligando se une al mismo centro por varios donadores y forma uno o más anillos.
La denticidad describe cómo se enlaza un ligando en una estructura concreta. Tener varios átomos capaces de donar no garantiza que todos estén unidos al mismo metal en cualquier condición.
| Coordinación | Ejemplo | Geometría |
|---|---|---|
| 2 | [Ag(NH₃)₂]⁺ | Lineal |
| 4 | Ni(CO)₄ | Tetraédrica |
| 4 | [Ni(CN)₄]²⁻ | Cuadrada plana |
| 5 | Fe(CO)₅ | Bipirámide trigonal |
| 6 | [Co(NH₃)₆]³⁺ | Octaédrica |
Una entidad con cuatro donadores puede ser tetraédrica o cuadrada plana. La fórmula y el número de coordinación son datos necesarios, pero no sustituyen la información sobre estructura y enlace.
Dentro: Co y seis N donadores de NH₃. Fuera: tres cloruros que compensan la carga. El esquema separa funciones; no representa la geometría tridimensional.
Es útil abreviar el ácido etilendiaminotetraacético como H₄Y y el ligando completamente desprotonado como Y⁴⁻. La fórmula de este último es C₁₀H₁₂N₂O₈⁴⁻. Según el pH, pueden coexistir formas con diferentes grados de protonación.
La notación Na₂H₂Y corresponde al EDTA disódico; Na₂[CaY], al edetato cálcico disódico. En la segunda, el calcio está dentro del complejo. El agua de cristalización, si está presente, debe indicarse aparte.
Modelo de formación:
M²⁺(aq) + Y⁴⁻(aq) ⇌ [MY]²⁻(aq)
Si se parte de H₂Y²⁻:
M²⁺(aq) + H₂Y²⁻(aq) ⇌ [MY]²⁻(aq) + 2 H⁺(aq)
Ambas ecuaciones conservan átomos y carga. La segunda muestra por qué el pH interviene: formar el complejo puede liberar protones. No permite calcular qué fracción está complejada sin datos del equilibrio y del medio.
Para un intercambio idealizado de ligandos se puede escribir [CaY]²⁻ + Pb²⁺ ⇌ [PbY]²⁻ + Ca²⁺. Es un balance químico, no una descripción completa de un tratamiento. La ficha farmacéutica del edetato cálcico disódico inyectable recoge su uso en intoxicación por plomo y exige supervisión; un suplemento rotulado «EDTA» no equivale a ese medicamento.
La complejación también se estudia para retirar contaminación metálica de superficies. Por ejemplo, se ha investigado un gel con EDTA para superficies contaminadas con cobalto-60. Retirar un radionúclido de una superficie no elimina su radiactividad y genera material que debe gestionarse específicamente. Estudio de descontaminación.
Alfred Werner propuso su teoría de coordinación en 1893. La composición escrita históricamente como CoCl₃·6NH₃ se entiende mejor como [Co(NH₃)₆]Cl₃: seis amoniacos pertenecen a la esfera del cobalto y tres cloruros quedan fuera.
En este ejemplo, la antigua «valencia primaria» corresponde al estado de oxidación +3 y la «valencia secundaria» al número de coordinación 6. No significa que cualquier compuesto de cobalto deba tener siempre esos valores.
La fórmula con punto expresa composición; no es una ecuación de síntesis directa entre CoCl₃ y NH₃. Contexto histórico de Werner.
1. ¿Qué carga tiene [Ag(NH₃)₂] si la plata está en +1?
+1: los dos NH₃ son neutros. La fórmula es [Ag(NH₃)₂]⁺.
2. Calcula el estado de oxidación de Fe en [Fe(CN)₆]⁴⁻.
x − 6 = −4; x = +2. El número de coordinación es 6.
3. En [Co(en)₃]³⁺, ¿cuántos ligandos y donadores hay?
Tres ligandos en, cada uno bidentado: seis donadores N. Co está en +3.
4. ¿Cuántos cloruros externos acompañan a [Co(NH₃)₆]³⁺ para formar una sal neutra?
Tres Cl⁻. La fórmula es [Co(NH₃)₆]Cl₃; los cloruros externos no elevan el número de coordinación a 9.
5. ¿Qué carga resulta al combinar Ca²⁺ y Y⁴⁻?
−2: [CaY]²⁻. Se necesitan dos Na⁺ para formar Na₂[CaY].
6. ¿Qué diferencia hay entre Na₂H₂Y y Na₂[CaY]?
La primera es una sal de una forma protonada del ligando; la segunda contiene el complejo de calcio. No tienen la misma composición.
7. ¿Cuántos donadores hay en [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺?
Seis: cuatro N y dos O. Omitir el agua de una abreviatura no elimina esos donadores del modelo acuoso.
8. ¿Ni(CO)₄ y [Ni(CN)₄]²⁻ tienen la misma geometría por compartir coordinación 4?
No. El primero es tetraédrico y el segundo cuadrado plano; sus ligandos y estados de oxidación también difieren.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Desarrollo de ejemplos y ejercicios: Editorial Ejemplode.