Iones complejos

• Un ion complejo es un ion metálico central (casi siempre un metal de transición) rodeado de ligandos unidos por enlaces covalentes coordinados (el ligando dona el par de electrones; el metal lo acepta).
• Un ligando es una molécula o ion con al menos un par de electrones solitario para donar: $\text{H}_2\text{O}$, $\text{NH}_3$ (neutros); $\text{Cl}^-$, $\text{CN}^-$, $\text{OH}^-$ (aniónicos); etilendiamina en (bidentado, 2 puntos de unión).
• El número de coordinación = número de enlaces metal–ligando (no de moléculas de ligando si el ligando es bidentado).
• La carga total del complejo = carga del metal + suma de cargas de todos los ligandos.

• Coordinación 2 → geometría lineal (180°). Ej: $[\text{Ag}(\text{NH}_3)_2]^+$.
• Coordinación 4 → geometría tetraédrica ($\approx$ 109,5°). Ej: $[\text{CuCl}_4]^{2-}$.
• Coordinación 6 → geometría octaédrica (90° y 180°), la más común en SL. Ej: $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{3+}$, $[\text{Cu}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$.
• Ligando bidentado (como en): cada molécula ocupa dos puntos de coordinación. En $[\text{Co}(\text{en})_3]^{3+}$: 3 moléculas × 2 = número de coordinación 6.

• En el ion libre los 5 orbitales $d$ son degenerados. Los ligandos crean un campo eléctrico que los desdobla en dos grupos de energía.
• Un electrón $d$ absorbe un fotón de luz visible para saltar al nivel superior (transición d–d); el color observado es el complementario del absorbido.
• Condición: orbitales $d$ parcialmente llenos ($d^1$–$d^9$). Los iones $d^0$ ($\text{Sc}^{3+}$, $\text{Ti}^{4+}$) y $d^{10}$ ($\text{Zn}^{2+}$, $\text{Cu}^+$) son incoloros.
• El color cambia al sustituir el ligando (diferente desdoblamiento) o al cambiar el estado de oxidación del metal: $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ verde pálido vs. $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{3+}$ amarillo pardo.

$$\text{carga del complejo} = (\text{carga del metal}) + n \times (\text{carga del ligando})$$

• Ligandos neutros ($\text{H}_2\text{O}$, $\text{NH}_3$): no aportan carga.
• Ligandos aniónicos ($\text{Cl}^-$, $\text{CN}^-$, $\text{OH}^-$): restan su carga por cada uno.
• Ejemplo: $[\text{Fe}(\text{CN})_6]^{3-}$ → $(+3) + 6 \times (-1) = -3$.

• Problema: para $[\text{Cu}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ identifica el metal, ligando, número de coordinación y carga; luego explica por qué es azul y $[\text{Zn}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ es incoloro.
• Metal central: $\text{Cu}^{2+}$ (cobre(II), estado de oxidación $+2$).
• Ligando: $\text{H}_2\text{O}$ (neutro, monodentado, dona el par solitario del O).
• Número de coordinación: 6 (seis moléculas de agua) → octaédrico.
• Carga: $(+2) + 6 \times (0) = +2$ ✓.
• $\text{Cu}^{2+}$ es $d^9$ (subcapa parcialmente llena) → hay transición d–d → absorbe luz en el rango naranja-rojo → color observado azul.
• $\text{Zn}^{2+}$ es $d^{10}$ (subcapa llena) → no hay transición d–d → incoloro.

• Error frecuente: decir que el metal "comparte" electrones con el ligando. En un enlace covalente coordinado el par lo aporta solo el ligando; el metal solo acepta.
• Error frecuente: confundir número de coordinación con número de moléculas de ligando cuando el ligando es bidentado. Siempre cuenta puntos de unión, no moléculas.
• Para determinar el estado de oxidación del metal en un complejo: despeja de la ecuación de carga, usando que ligandos neutros aportan 0 y aniónicos su carga negativa.
• La explicación del color siempre debe mencionar: (1) orbitales $d$ parcialmente llenos, (2) desdoblamiento por los ligandos, (3) absorción de luz visible → color complementario observado.
• En SL no se exige calcular la magnitud del desdoblamiento ni manejar la serie espectroquímica; basta la explicación cualitativa.