05-Contabilidad de los electrones

Curso de Química de
coordinación
Contabilidad de los
electrones
Rafael Moreno Esparza
(2009-2)
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
0
Introducción
Para comprender la química de los compuestos de
los metales de transición, es necesario ser capaz de
seguirle la pista a los electrones de estos
compuestos
Y claro, tener buenos modelos para el enlace de
estos compuestos
A menudo, hay confusión respecto a la estructura
electrónica de los metales de transición en su
estado basal y en sus varios estados de oxidación.
Así, para ponernos de acuerdo, los estados
fundamentales o basales (ground states)
states)
electrónicos de los elementos, se refieren
generalmente a los átomos neutros en fase gaseosa
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Configuración electrónica
Contabilidad de los electrones
1
Configuración electrónica
Al analizar cada uno de los ejemplos anteriores
observamos que:
¿Cómo es la descripción cuántica de las
distribuciones de probabilidad para todos los
electrones de un átomo?
Al estudiar
la densidad
electrónica
de los 3
primeros
gases
nobles
podemos
graficar:
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Contabilidad de los electrones
El Helio tiene una sola capa
El Neón tiene dos capas
El Argón tiene tres capas
El número de capas coincide con el número
cuántico n de los electrones más externos (es
decir los de valencia)
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Contabilidad de los electrones
3
1
Configuración electrónica
En el He los electrones 1s tienen la máxima
probabilidad a 0.3 Å del núcleo
En el Ne los electrones 1s tienen un máximo de
probabilidad alrededor de los 0.08 Å, y los
electrones 2s y 2p se combinan para generar otro
máximo alrededor de 0.35 Å (la capa n = 2)
En el Ar los electrones 1s tienen un máximo
alrededor de los 0.02 Å, los electrones 2s y 2p se
combinan para dar un máximo alrededor de los
0.18 Å y los electrones 3s y 3p se combinan para
dar un máximo cerca de los 0.7 Å
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Configuración electrónica
¿Por que la capa 1s en el Argón está mucho más
cerca del núcleo que la capa 1s en el Neón y por que
esta está mucho más cerca que la capa 1s del Helio?
Helio?
La carga nuclear (Z
(Z) del He = 2+, la del Ne = 10+
y del Ar = 18+
Los electrones más internos (capa 1s)
1s) no están
apantallados por otros electrones, por tanto la
atracción del núcleo es mayor conforme sea mayor
el número de protones.
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De la misma manera, la capa n = 2 del Ar está más
cerca al núcleo que la capa n = 2 del Ne
La Zeff para la sub-capa 2s del Ne será (10-2) =
8+, y para el Ar será (18-2) = 16+.
Entonces, los electrones de la sub-capa 2s en el Ar
estarán más cerca del núcleo debido a la mayor
carga nuclear efectiva
(Zeff = carga que afecta a los electrones)
Contabilidad de los electrones
5
Configuración electrónica
Configuración electrónica
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Contabilidad de los electrones
6
Entonces, tanto el comportamiento
espectroscópico
espectroscópico como las energías de ionización
nos dicen que podemos trabajar con los átomos
polielectrónicos de la misma manera que con el H.
Es decir, que ambos fenómenos nos revelan
algunas facetas mecánico cuánticas que presentan
los átomos polielectrónicos.
polielectrónicos.
En este aspecto, la naturaleza ha sido amable con
nosotros, pues asombrosamente resulta que los
niveles energéticos de los átomos polielectrónicos
están tan obviamente relacionados a los del H que
los químicos usamos las mismas funciones y
etiquetas del H para explicarlos.
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Contabilidad de los electrones
7
2
Configuración electrónica
Configuración electrónica
Ahora bien, los números
números cuánticos n, l y ml
aparecen como un resultado de resolver la
ecuación de ondas para un sistema atómico.
Sin embargo, este tratamiento no podía explicar
un fenómeno observable en casi todos los
átomos.
Este fenómeno se presenta al aplicar un campo
magnético a una muestra mientras se determina
su espectro.
Al aplicar el campo magnético, muchas de las
líneas del espectro se dividen en dos con una
separación de aproximadamente un angstrom.
angstrom.
A este efecto se le conoce con el nombre de
efecto Zeeman.
Zeeman.
Contabilidad de los electrones
8
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Configuración electrónica
Contabilidad de los electrones
9
Configuración electrónica
10
La idea básica del experimento es hacer pasar un
haz de átomos neutrales a través de un campo
magnético no-uniforme.
Un esquema del experimento
se muestra aquí:
Y encontraron que en vez de
obtener una sola mancha
obtenían dos, las cuales
además se separaban
dependiendo de la dirección
Campo magnético
del campo.
Esto era una evidencia directa de la cuantización
del propio electrón y proviene del momento
magnético de un electrón desapareado en cada
uno de los átomos de plata.
Fuente de Ag
De esta manera, el efecto Zeeman podía
explicarse si se suponía que a los electrones se les
asignaba un número cuántico adicional de espín o
s que únicamente podía tener los valores de +1/2
o -1/2.
Aunque el acuerdo entre
la teoría y el experimento
puede considerarse una
verificación del concepto
de la cuantización del
espacio, un argumento
más directo y convincente
se llevó a cabo en 1921 por dos físicos alemanes
(Stern y Gerlach)
Gerlach)
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Contabilidad de los electrones
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Contabilidad de los electrones
Placa fosforecente
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Para resolver este problema en la ecuación de
Schrödinger,
Schrödinger, dos jóvenes holandeses (Goudsmit
(Goudsmit
y Uhlenbeck)
Uhlenbeck) sugieren en 1925, que esto ocurre
porque el electrón se comporta como si estuviera
rotando.
De manera que, dado
que tiene carga esto
haría que tuviera
momento angular
debido a esta
rotación además de los
momentos angulares
orbital y magnético generados por
el movimiento de los electrones en los orbitales.
11
3
Configuración electrónica
Si pensamos que cada uno de los átomos de plata es
un pequeño imán, al pasar por donde se encuentra
el campo, se desviarán escogiendo una orientación,
siempre y cuando el campo magnético no sea
homogéneo.
Por tanto, esperaríamos que al pasar a través del
campo, los electrones se alinearán paralelos o
antiparalelos a este.
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Contabilidad de los electrones
12
Configuración electrónica
Entonces, tenemos pruebas de que el electrón tiene
tanto propiedades magnéticas como electrostáticas.
La evidencia dice que cada imancito (cada átomo
con electrones desapareados) se ve obligado por la
naturaleza a escoger una de dos:
o se alinea con el campo
o se alinea contra el.
Esto significa que la interacción magnética de los
electrones está cuantizada y sólo hay dos estados
posibles.
Este campo magnético puede pensarse que procede
del movimiento circular uniforme del electrón de la
misma manera que ocurre al hacer girar un objeto
cargado.
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Configuración electrónica
Contabilidad de los electrones
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Configuración electrónica
Una interpretación instintiva es sugerir que el
electrón gira.
Esta explicación es la más usada actualmente.
De esta manera podemos decir que cuando gira un
electrón la distribución de la masa determinará el
momento angular y la distribución de la carga
determina el momento magnético.
Si la masa y la carga no estuvieran distribuidas
idénticamente, tendríamos un comportamiento
diferente.
De esta manera, es suficiente decir que el espín del
electrón o su campo magnético únicamente puede
tener dos valores.
+1/2 o
– 1/2
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Contabilidad de los electrones
La importancia de todo esto para la química es que
las mediciones magnéticas muestran una relación
entre estas y un principio fundamental para
comprender el comportamiento periódico de los
elementos.
Este principio fue enunciado por Wolfgang Pauli
en 1925, para explicar el comportamiento
de los electrones al llenar las capas
atómicas de cada elemento.
Este comportamiento incluye tanto el
espectroscópico de ocupación orbital
como el magnético de cada elemento.
Y el principio puede enunciarse así:
En cada orbital pueden caber únicamente 2
electrones 2 y además deben tener espín opuesto.
14
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Contabilidad de los electrones
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4
Configuración electrónica
Configuración electrónica
La representación de esta idea se hace empleando
estos esquemas:
Campo magnético de espín +1/2:
Campo magnético de espín -1/2:
Campo magnético de espín 0:
¡Y ya! No necesitamos más porque nada más caben
como máximo dos electrones en cada orbital y cada
cajita o circulito representa un orbital.
Otra manera de expresar el principio de Pauli o de
exclusión de Pauli es esta:
EN UN ÁTOMO, NINGÚN ELECTRÓN PUEDE
TENER LOS CUATRO NÚMEROS CUÁNTICOS
IGUALES.
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Contabilidad de los electrones
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La ecuación de onda de Schrödinger usualmente se
presenta como la representación definitiva del
comportamiento de los electrones en el átomo.
Sin embargo, no lo es.
Esta ecuación no toma en cuenta que algunos
electrones (los cercanos al núcleo en los elementos
pesados) se mueven a velocidades cercanas a la de la
luz.
Esto significa que es necesario emplear la teoría
especial de la relatividad de Einstein para tener una
determinación más precisa de la energía de los
electrones especialmente en el caso de los átomos
pesados.
Una forma de resolver esto consiste en modificar la
ecuación de Schrödinger con efectos relativistas.
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Contabilidad de los electrones
Configuración electrónica
Niveles de energía
En cada periodo (en cada capa) caben
únicamente un cierto número de electrones.
El número máximo de electrones en cada capa es
de 2(n
2(n2) es decir:
Pero una manera más adecuada es la de emplear la
ecuación de onda de Dirac.
Dirac.
Esta ecuación fue derivada por el físico ingles
P.A.M. Dirac en 1928.
En esta ecuación el número
cuántico principal n tiene el
mismo significado que el de
la ecuación de Schrödinger
pero los otros tres tienen un
significado diferente.
Además las formas de los orbitales son diferentes.
Pero a cambio de eso explica un conjunto de
propiedades de los elementos pesados que sólo
pueden comprenderse considerando los efectos
relativistas.
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Contabilidad de los electrones
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18
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Capa (n
(n)
Nº máximo de e-
1
2
2
8
3
18
4
32
Contabilidad de los electrones
19
5
Niveles de energía
Niveles de energía
Cada capa o nivel energético tiene a su vez
subniveles,
subniveles, a estos se les conoce con los nombres
de s, p, d, f, etc.
etc.
El número del nivel define el número de los
subniveles
Nivel (n)
Nº de subniveles
Tipos
1
1
s
2
2
s, p
3
3
s, p, d
4
s, p, d, f
4
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Contabilidad de los electrones
Cada subnivel solo puede tener un número
máximo de electrones
Subnivel
s
p
d
f
20
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Al movernos hacia abajo en una familia en la tabla
periódica cambia la energía de los electrones de
valencia del átomo.
O lo que es lo mismo cambia el número cuántico
principal n de los electrones de valencia
Hemos dicho que todos los orbitales que tienen el
mismo número cuántico n en un átomo
constituyen una capa
Con e- de valencia s o p
Con e- de valencia s y p llenos
Con e- de valencia d
Con e- de valencia f
Contabilidad de los electrones
Contabilidad de los electrones
Capas electrónicas de los átomos
Una manera muy útil de clasificar a los elementos
es la que emplea a los electrones distinguibles, es
decir los que cambian de elemento a elemento
(claro, los de valencia.)
Podemos clasificar a los elementos así
así:
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#Máximo de e2
6
10
14
En cada orbital sólo
sólo puede haber un máximo de 2
electrones.
Capas electrónicas y clasificación
Representativos
Gases nobles
Transición
Transición interna
Orbitales
1
3
5
7
22
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Contabilidad de los electrones
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6
Capas electrónicas y clasificación
Capas electrónicas y clasificación
Así, podremos clasificar a los elementos según
su posición en la tabla:
O según su configuración electrónica:
s
p
d
f
Representativos s
Representativos p
Gases nobles
Metales de transición
Metales de transición interna
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Contabilidad de los electrones
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Capas electrónicas y clasificación
Contabilidad de los electrones
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¡Otra vez los orbitales!
O también
también podemos separar a los elementos según
los subniveles que ocupan los electrones de
valencia:
Pero ¿cómo
¿cómo se ocupan los orbitales en un átomo?
átomo?
Hay cuatro reglas:
El principio de exclusión
exclusión de Pauli:
Pauli:
Los orbitales nada más
más pueden aceptar un
máximo de dos electrones, pero además
deben tener espín opuesto
El principio de Aufbau (construcción)
construcción)
(aufbauprinzip )
Los electrones ocupan los orbitales menor
energía
energía antes que los de mayor energía.
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Contabilidad de los electrones
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Contabilidad de los electrones
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7
¡Otra vez los orbitales!
Los orbitales
La regla de máxima
máxima multiplicidad (Hund
(Hund))
Cuando hay orbitales degenerados, los
electrones ocuparan estos de uno en uno.
Es decir, solamente cuando todos estén
semiocupados podrán aparearse.
Esta regla se basa en mediciones magnéticas
de cada elemento.
La regla de ocupación de Madelung:
Madelung:
los orbitales con n+ l menores se llenan antes
que los de n+l mayor. Para los orbitales con
n+l igual, los de menor n se llenan primero.
Esta regla se basa en las mediciones
espectroscópicas características de cada
elemento.
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El orden:
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Los orbitales
Contabilidad de los electrones
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Configuración
Configuración y periodicidad
El orden:
Energía
Energía
Primera energía de ionización y la tabla periódica
periódica
nivel
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Contabilidad de los electrones
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8
Configuración
Configuración y periodicidad
Configuración
Configuración y periodicidad
La tabla periódica larga (Segunda versión
versión))
Ahora empleamos
este otro recurso
nemotécnico
nemotécnico para
recordar el llenado
de los orbitales
Y muestra pictóricamente
pictóricamente
la energía de cada sistema
atómico.
La tabla periódica larga (Primera versión
versión))
El arreglo inicia usando
este recurso nemotécnico
nemotécnico
del llenado de los orbitales
Y muestra
pictóricamente
pictóricamente la energía
de cada sistema atómico.
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Contabilidad de los electrones
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Configuración
Configuración y periodicidad
Contabilidad de los electrones
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Configuración
Configuración electrónica y valencia
La tabla periódica larga (tercera version)
version)
Por último esta vez empleamos
este recurso nemotécnico
nemotécnico
para recordar el llenado de
los orbitales
Y muestra pictóricamente
pictóricamente
la energía de cada sistema
atómico.
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Contabilidad de los electrones
Entonces, de lo anterior sabemos para los metales
de la primera serie de transición, el nivel 4s tiene
menor energía que el nivel 3d
Es decir, el nivel 4s se llena primero que el nivel
3d en estado gaseoso
Y el nivel 3d se empieza a llenar hasta el Sc
(4s23d1)
A partir de este elemento, el nivel (o capa) 3d se
sigue llenando al aumentar Z
Sin embargo, el Cr,
Cr, aparentemente presenta lo que
podría considerarse una anomalía
34
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Contabilidad de los electrones
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9
Configuración electrónica y valencia
Que sin embargo no lo es (recuerden el Nitrógeno
Nitrógeno))
pues los electrones se distribuyen de manera que
ambos niveles (s
(s y d) se encuentren semi-llenos,
semi-llenos,
4s13d5
Las razones para que esta configuración tenga
mayor estabilidad tiene que ver con las repulsiones
inter-electrónicas.
inter-electrónicas.
Además del caso del Cr existen más anomalías,
anomalías, nótese
que hay una buena proporción de estas en las tres
series de transición.
A continuación
continuación se presentan las configuraciones
electrónicas de cada uno de los elementos de
transición en su estado basal:
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Contabilidad de los electrones
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Configuración electrónica y valencia
Familia
3
Serie 1
Sc
4s2
3d1
Ti
V
4s2 4s2
3d2 3d3
3
Y
5s2
4d1
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Zr Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd
5s2 5s1 5s1 5s2 5s1 5s1 5s0 5s1 5s2
4d2 4d4 4d5 4d5 4d7 4d8 4d10 4d10 4d10
3
Lu
6s2
5d1
4
5
6
Hf Ta
W
6s2 6s2 6s2
5d2 5d3 5d4
Config.
Config.
Familia
Serie 2
Config.
Config.
Familia
Serie 3
Config
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Contabilidad de los electrones
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5
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Configuración electrónica y valencia
Sin embargo, esta no es la configuración
electrónica que se observa en los compuestos de
los metales neutros
Aparentemente, cuando un átomo o ion se
encuentra unido a algún ligante, el orden de
llenado de los orbitales se revierte al del hidrógeno
(solo importa n), es decir el nivel (n-1)
n-1)d se llena
antes que el (n)s
(n)s
De manera que en los compuestos de coordinación
de Cr(0)
Cr(0) la configuración del metal es [Ar
[Ar]]3d6 y de
manera similar en los compuestos de Fe,
Fe, el metal
es d8 y en el caso del Ir es d9, y así sucesivamente
A continuación
continuación una tabla con las configuraciones:
4
6
Cr
4s1
3d5
7
8
9
Mn Fe Co
4s2 4s2 4s2
3d5 3d6 3d7
10
Ni
4s2
3d8
7
8
9
10
Re Os
Ir
Pt
6s2 6s2 6s2 6s1
5d5 5d6 5d7 5d9
11
12
Cu
Zn
4s1 4s2
3d10 3d10
11
12
Au
Hg
6s1 6s2
5d10 5d10
Contabilidad de los electrones
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Configuración electrónica y valencia
Familia
3
Serie 1
Sc
3d3
Ti
V
3d4 3d5
3
Y
4d3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Zr Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd
4d4 4d5 4d6 4d7 4d8 4d9 4d10 5s1 5s2
4d10 4d10
3
Lu
5d3
4
5
Hf Ta
5d4 5d5
Config
Familia
Serie 2
Config
Familia
Serie 3
Config
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4
5
6
Cr
3d6
6
W
5d6
7
8
9
10
Mn Fe Co
Ni
3d7 3d8 3d9 3d10
7
8
9
10
Re Os
Ir
Pt
5d7 5d8 5d9 5d10
Contabilidad de los electrones
11
12
Cu
Zn
4s1 4s2
3d10 3d10
11
12
Au
Hg
6s1 6s2
5d10 5d10
39
10
Estado de oxidación
Una característica fundamental de los metales del
bloque d es la capacidad de adoptar diferentes
estados de oxidación en sus compuestos
Al quitarle electrones a un elemento, lo oxidamos
Al añadirle electrones lo reducimos
El número de electrones añadidos o sustraídos del
elemento neutro se conoce como número de
oxidación o estado de oxidación
Dado que la configuración electrónica de un ion
metálico en sus compuestos debe estar determinada
por su estructura electrónica, entonces, tomando en
cuenta que los orbitales situados a mayor energía
son los del nivel d, es posible pensar que:
Sustraer electrones de uno de estos elementos,
supone claramente quitar electrones de este nivel y
será a este nivel en el que podremos añadirlos.
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
40
Estado de oxidación
De esta manera es posible encontrar una relación
sencilla entre el número de electrones en el nivel d
(dn) y el estado de oxidación
Esta relación es una manera adecuada de llevarle
cuentas a los electrones (contabilidad de los
electrones)
Así para poder determinar el estado de oxidación de
un metal y de ahí la configuración electrónica dn, es
necesario adoptar un formalismo (o convención)
muy sencillo:
El estado de oxidación del ion metálico en un
compuesto de coordinación se define como la
carga que queda en el ion una vez que se han
quitado todos los ligantes en su configuración de
capa cerrada
11 marzo 09
Estado de oxidación
Esto significa que si el ligante es del bloque p
(H2O, NH3, NO2-, etc.
etc.) quitaremos al ligante de tal
manera que la regla del octeto se satisfaga
(por ejemplo al quitar un Cl,
Cl, debemos quitarlo
como Cl-, pues esta es la configuración
electrónica que tiene los 8 electrones de
valencia
Si tenemos que eliminar al ligante O, debemos
hacerlo de manera que se quede con sus 8
electrones de valencia (O2-)
Si el ligante es H2O, se eliminará una molécula de
agua neutra puesto que esta es su configuración de
capa cerrada
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
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Contabilidad de los electrones
41
Estado de oxidación
Al eliminar ligantes orgánicos, el C2H4 es neutro,
el CO es neutro y también el C6H6, sin embargo el
metilo se eliminará como CH3Otra manera de racionalizar esto tiene que ver con
la electronegatividad de los elementos unidos
entre sí
sí,
Así, se puede definir el estado de oxidación del ion
como:
La carga que queda en el ion metálico después de
asignar cada uno de los pares electrónicos
compartidos al átomo más electronegativo del
enlace
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
43
11
Estado de oxidación
Dado que los elementos del bloque d son muy
electropositivos, las dos definiciones nos llevan
virtualmente al mismo resultado
El H es un elemento perfectamente aceptable
como ligante para los elementos de transición
Y dado que este elemento es más electronegativo
que la mayoría de los elementos de transición,
parece entonces razonable asignar ambos
electrones del enlace al H (H-) al eliminar el
ligante H
De esta manera, se acepta la convención de que en
general, el hidrógeno se coordina a los elementos
de transición como hidruro
Ojo: Esto es meramente un formalismo y no debe
extenderse a suponer que todos los hidruros de los
metales de transición se comportan como el
hidruro de litio
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
44
Estado de oxidación
Esta convención entonces, tiene poco que ver con
la carga verdadera (o densidad electrónica) del ion
metálico en sus compuestos, es entonces un
formalismo que nos permite llevar las cuentas de
los electrones
Por ejemplo, la carga del Mn en el MnO4- no es 7 a
pesar de que escribimos que su estado de oxidación
es VII (Mn
(VII))
(Mn(VII))
Ni tampoco el Pt tiene carga 6 en el complejo PtF6
y escribimos Pt(VI),
Pt(VI), de hecho este compuesto es un
sólido covalente y volátil que claramente no tiene
propiedades iónicas
Esto quiere decir que el estado de oxidación no
describe ninguna propiedad física del complejo, de
hecho no hay experimentos que lo puedan medir
11 marzo 09
Estado de oxidación
Contabilidad de los electrones
46
45
Estado de oxidación
Y aunque no se relaciona a ninguna propiedad
física, es utilísimo para hacer la contabilidad
electrónica
El estado de oxidación máximo al que puede llegar
un ion metálico de transición, se encuentra con los
fluoruros y los óxidos
Este máximo corresponde a total de electrones de
valencia hasta los elementos de la familia 7 u 8,
pero disminuye a un número menor que el de
electrones de valencia en las familias a la derecha
de la tabla periódica
La razón para que el número de la familia no se
exceda se presenta en la gráfica siguiente:
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
Para cada metal, el potencial de ionización
crece lentamente, hasta que se requiere un
gran incremento en la energía al
romper la configuración
de gas noble
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
47
12
Determinación del estado de oxidación
Se calcula contando la diferencia entre el número
de electrones de valencia del elemento en su
estado de oxidación 0 (átomo neutro) y el número
de electrones de valencia que le quedan después de
haber quitado la carga del complejo y los ligantes
en su configuración de capa cerrada. En todos los
casos se debe suponer que la carga queda en el
átomo central.
___________________________________________
[Cr(NH
Cr(NH3)6]3+
e− de valencia
Contribución
Total
del Cr
6
6
Carga del complejo (+3)
−3
3
Eliminación 6 NH3 (neutros) 0
3
Diferencia (6
+3 ⇔ d3
(6−3)
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
48
Determinación del estado de oxidación
[MnO4]−
Contribución
Total
e− de valencia del Mn
7
7
Carga del complejo (+1)
+1
8
Eliminar 4 O2− (4x2)
−8
0
Diferencia (7
+7 ⇔ d0
(7−0)
________________________________________
[Mn(CO)
Contribución
Total
Mn(CO)4]3−
e− de valencia del Mn
7
7
Carga del complejo (−
+3
10
(−3)
Eliminar 4 CO (neutros)
0
10
Diferencia (7−
−3 ⇔ d10
(7−10)
11 marzo 09
Determinación del estado de oxidación
________________________________________
[CoCl2en2]+
Contribución Total
e− de valencia del Co
9
9
Carga del complejo (+1)
-1
8
Eliminación de 2 en (neutras)
0
8
Eliminación de 2 Cl- (2x1)
-2
6
Diferencia (9-6
+3 ⇔ d6
(9-6))
________________________________________
[PtF6]
Contribución
Total
e− de valencia del Pt
10
10
Carga del complejo
0
10
Eliminación de
-6
4
Diferencia (10-4
+6 ⇔ d4
(10-4))
11 marzo 09
Contabilidad de los electrones
Contabilidad de los electrones
49
Contando electrones
Cualquier discusión que nos quiera llevar a
comprender el enlace de los compuestos de
coordinación requiere una manera efectiva y
rápida de calcular el número total de electrones de
valencia asociados con el sistema de enlace metalligante del compuesto.
La convención que empleamos es la de considerar
que el enlace metal-ligante es dativo (ácido-base
de Lewis)
Lewis)
De esta manera, el propósito de conocer el estado
de oxidación del ion metálico se revela claramente.
Al conocer el estado de oxidación, conocemos
también el número de electrones de valencia del
metal.
50
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Contabilidad de los electrones
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13
Contando electrones
Y para determinar el número de electrones de
valencia total, simplemente sumamos 2 electrones
por cada ligante eliminado (capa cerrada)
___________________________________________
[TiCl4]
Contribución
Total
e− de valencia de Ti(IV) d0
0
0
4 Cl− = 2x4 (2 en cada Cl−)
8
8
Total
de
electrones
de
valencia
del
Ti
___________________________________________ 8
[CoCl2en2]+
Contribución
e− de valencia del Co(III)
6
Co(III) d6
2 Cl− = 2x2 (2 en cada Cl−)
4
2 en = 2x4N (2 en cada N)
8
Total de electrones de valencia del Co
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Contabilidad de los electrones
Total
6
10
18
18
52
Contando electrones
___________________________________________
[ReO4]−
Contribución
Total
e− de valencia del Re(VII) d0
8
8
4 O2− =4x4 (4 por cada O)
16
16
Total de electrones de valencia del Re
16
___________________________________________
[Cu(NH3)6]2+
Contribución
Total
e− de valencia del Cu(II) d9
9
9
6 NH3 = 2x6 (2 por cada N)
12
21
Total de electrones de valencia del Cu
21
___________________________________________
[Cr(CO)
Contribución
Total
Cr(CO)5]2−
e− de valencia del Cr(
8
8
Cr(−II) d8
5 CO = 2x5 (2 por cada C)
10
18
Total de electrones de valencia del Cr
18
___________________________________________
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Contabilidad de los electrones
53
Contando de electrones
Contando de electrones
Existe un método alternativo de contar
electrones, y con ambos métodos se llega a mismo
resultado
Estos dos métodos se emplean en la literatura
actualmente, de manera que es necesario
conocerlos ambos y no confundirse
En el método alternativo no se usa el estado de
oxidación del metal, se parte del número de
electrones de valencia del metal neutro
y los enlaces metal-ligante se cuentan ya sea como
pares de electrones donados por el ligante,
o bien como electrones compartidos por el ligante
y el metal,
los electrones compartidos contribuyen con un
solo electrón del ligante al metal
En este esquema, los ligantes CH3-, OH-, H-, Cl- y
en general todos los aniones contribuyen con un
solo electrón,
en tanto que los ligantes neutros, contribuyen con
dos electrones,
el óxido cuenta como si formara un doble enlace
(M=O) de manera que es un donador de un par de
electrones
En todos los casos, con este método se llega a
mismo resultado que en el método anterior
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Contabilidad de los electrones
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14
Contando de electrones
___________________________________________
[MnBr(CO)
Contribución
Total
MnBr(CO)5]
e- de valencia del Mn(0)
7
7
Mn(0) d7
1 Br = 1 e donado
1
8
5 CO= 2x5 (5C)
10
18
Electrones de valencia del complejo
18
___________________________________________
[V (=O
Contribución
(=O)(SCN)4]2e de valencia del V(0) d5
5
La carga está en el metal
2
1 O = 2 e- donados
2
4 SCN = 4x1 (4N)
4
Electrones de valencia del complejo
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Total
5
7
9
13
13
56
15