---
title: "Metales de transición y complejos de coordinación"
book: "Química universitaria — segundo año"
subject: chemistry
language: es
chapter: 18
exercises: 12
source: https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/18-metales-de-transicion-y-complejos-de-coordinacion
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
---

# Capítulo 18 — Metales de transición y complejos de coordinación

En 1893 un químico de veintiséis años, Alfred Werner, se propuso explicar un enigma. El cloruro de cobalto(III) forma cuatro compuestos con el amoníaco, $\ce{CoCl3.6NH3}$, $\ce{CoCl3.5NH3}$ y dos de fórmula $\ce{CoCl3.4NH3}$, uno verde y otro violeta. El nitrato de plata precipita de inmediato los tres cloruros del primero, dos del segundo y solo uno de cada uno de los dos últimos. La respuesta de Werner (seis grupos sujetos alrededor del metal en los vértices de un octaedro, y el resto fuera) fundó la química de la coordinación. Este capítulo extiende los complejos del volumen del primer año a su geometría, sus isómeros, sus nombres y un recuento de electrones que predice qué carbonilos metálicos existen.

**Lo que ya sabes.**

El volumen del primer año: complejo, átomo central, ligando, ligando polidentado, quelato, constantes de formación, número de coordinación; configuraciones electrónicas de los iones de los metales de transición (los electrones $n$s se pierden primero); ácidos y bases de Lewis, enlaces dativos; RPECV; números de oxidación; enantiómeros. [Capítulo 13](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/13-orbitales-atomicos-formas-energias-y-tamanos#ch-b2-atomic-orbitals): los orbitales d y el orden de los niveles 4s y 3d.

![Disoluciones acuosas de compuestos de metales de transición: de izquierda a derecha, nitrato de cobalto(II), dicromato de potasio, cromato de potasio, cloruro de níquel(II), sulfato de cobre(II) y permanganato de potasio. Los colores de las disoluciones de cobalto, níquel y cobre proceden de sus acuocomplejos. (Fotografía: Benjah-bmm27, dominio público, Wikimedia Commons.)](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/img-55443fb4e742.jpg)

*Disoluciones acuosas de compuestos de metales de transición: de izquierda a derecha, nitrato de cobalto(II), dicromato de potasio, cromato de potasio, cloruro de níquel(II), sulfato de cobre(II) y permanganato de potasio. Los colores de las disoluciones de cobalto, níquel y cobre proceden de sus acuocomplejos. (Fotografía: Benjah-bmm27, dominio público, Wikimedia Commons.)*

## 18.1 El bloque d

**Definición 18.1 (Elemento de transición).**

Un *elemento de transición* es un elemento cuyo átomo, o alguno de cuyos iones habituales, tiene una subcapa d parcialmente llena. Un ion de un elemento así con $n$ electrones en sus orbitales d tiene una *configuración $d^n$*.

**Proposición 18.2 (Recuento de los electrones d).**

Un ion de metal de transición $\mathrm M^{m+}$ del grupo número $g$ (3 a 12) tiene una configuración $d^n$ con $n = g - m$.

**Demostración.** El átomo neutro tiene $g$ electrones además de los del gas noble precedente, en los orbitales $n$s y $(n - 1)$d. En los iones, los orbitales d están por debajo del orbital s ([Ejemplo 13.15](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/13-orbitales-atomicos-formas-energias-y-tamanos#ex-b2-atomic-orbitals-iron)): los $g - m$ electrones de valencia restantes son todos electrones d. ∎

Por ejemplo, $\ce{Fe^2+}$ (grupo 8) es $d^6$, $\ce{Cu^2+}$ (grupo 11) $d^9$, $\ce{Co^3+}$ (grupo 9) $d^6$ y $\ce{Pt^2+}$ (grupo 10) $d^8$.

## 18.2 Ligandos

**Definición 18.3 (Denticidad).**

La *denticidad* de un ligando es el número de sus átomos unidos al mismo átomo central. Un *ligando monodentado* se une por un átomo ($\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$, $\ce{Cl-}$, $\ce{CO}$), y un *ligando bidentado*, por dos (la etano-1,2-diamina, abreviada en; el ion etanodioato, ox). Un *ligando puente* se une a dos átomos metálicos a la vez. Un *ligando ambidentado* puede unirse por uno u otro de dos átomos distintos, como el ion nitrito (por N o por O) o el tiocianato (por S o por N).

**Definición 18.4 (Esfera de coordinación).**

La *esfera de coordinación* de un complejo es el conjunto formado por el átomo central y los ligandos unidos a él, que se escribe entre corchetes; los iones fuera de los corchetes son contraiones, no unidos al metal.

![Ligandos quelantes. A la izquierda: la etano-1,2-diamina (en), bidentada por sus dos nitrógenos. En el centro: el ion etanodioato (ox), bidentado por dos oxígenos. A la derecha: el anión edta, que envuelve un ion metálico con sus dos nitrógenos y sus cuatro oxígenos carboxilato (hexadentado).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-51a916a729b6.svg)

![Ligandos quelantes. A la izquierda: la etano-1,2-diamina (en), bidentada por sus dos nitrógenos. En el centro: el ion etanodioato (ox), bidentado por dos oxígenos. A la derecha: el anión edta, que envuelve un ion metálico con sus dos nitrógenos y sus cuatro oxígenos carboxilato (hexadentado).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-f7fb98082ba2.svg)

![Ligandos quelantes. A la izquierda: la etano-1,2-diamina (en), bidentada por sus dos nitrógenos. En el centro: el ion etanodioato (ox), bidentado por dos oxígenos. A la derecha: el anión edta, que envuelve un ion metálico con sus dos nitrógenos y sus cuatro oxígenos carboxilato (hexadentado).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-230c4ccb0332.svg)

*Ligandos quelantes. A la izquierda: la etano-1,2-diamina (en), bidentada por sus dos nitrógenos. En el centro: el ion etanodioato (ox), bidentado por dos oxígenos. A la derecha: el anión edta, que envuelve un ion metálico con sus dos nitrógenos y sus cuatro oxígenos carboxilato (hexadentado).*

## 18.3 Números de coordinación y geometrías

Dos, cuatro y seis son los números de coordinación más frecuentes. La plata(I) y el oro(I) dan complejos lineales ($\ce{[Ag(NH3)2]+}$); cuatro ligandos forman un tetraedro ($\ce{[CoCl4]^2-}$, $\ce{[Zn(NH3)4]^2+}$) o un cuadrado ($\ce{[PtCl4]^2-}$, $\ce{[Ni(CN)4]^2-}$); cinco, una bipirámide trigonal ($\ce{Fe(CO)5}$); seis, con mucho los más frecuentes, un octaedro.

![Las geometrías de coordinación habituales (metal en naranja, ligandos en gris; los enlaces discontinuos apuntan detrás de la página).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-a846b3a9ee9b.svg)

*Las geometrías de coordinación habituales (metal en naranja, ligandos en gris; los enlaces discontinuos apuntan detrás de la página).*

El modelo RPECV, que sitúa los pares de electrones del átomo central lo más separados posible, falla aquí: un ion $d^8$ como $\ce{Pt^2+}$ lleva cuatro pares de electrones d y cuatro ligandos, y sin embargo sus complejos son cuadrados, ni tetraédricos ni octaédricos. Los electrones d no son pares localizados que empujan a los ligandos: sus energías dependen de la geometría de un modo que calcula el capítulo siguiente.

**Proposición 18.5 (d8d^8d8 plano-cuadrado).**

Los complejos tetracoordinados de los iones $d^8$ de la segunda y la tercera series de transición ($\ce{Pd^2+}$, $\ce{Pt^2+}$, $\ce{Au^3+}$) son plano-cuadrados.

**Demostración.** *Admitido a este nivel.* ∎

La explicación, el desdoblamiento de los niveles d por los ligandos, llega en el [Capítulo 19](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/19-teoria-del-campo-de-ligandos-y-color#ch-b2-ligand-field).

## 18.4 Isómeros

**Definición 18.6 (Isómeros de los complejos).**

En un complejo octaédrico $\mathrm{MA_3B_3}$, el *isómero fac* tiene los tres ligandos B en una cara del octaedro, y el *isómero mer*, en un meridiano (tres posiciones en un plano que pasa por el metal). Los *isómeros de enlace* difieren en el átomo por el que se une un [ligando ambidentado](#def-b2-coordination-complexes-denticity). Los *isómeros de ionización* intercambian un ligando con un contraión, y dan iones distintos en disolución.

**Proposición 18.7 (Recuento de los isómeros octaédricos).**

En un octaedro, $\mathrm{MA_4B_2}$ tiene dos isómeros (cis y trans), $\mathrm{MA_3B_3}$ dos (fac y mer), y $\mathrm M(\mathrm{AA})_3$, con tres [ligandos bidentados](#def-b2-coordination-complexes-denticity), dos enantiómeros, $\Delta$ y $\Lambda$.

**Demostración.** En un octaedro, dos posiciones cualesquiera son adyacentes (cis, $90^\circ$) u opuestas (trans, $180^\circ$): dos disposiciones para los dos ligandos B. Para tres ligandos B, o bien ninguna pareja está en trans (ocupan una cara: fac) o bien exactamente una pareja está en trans (el tercero está en cis respecto de ambos: mer); tres posiciones mutuamente trans no existen. Para $\mathrm M(\mathrm{AA})_3$, cada quelato abarca dos posiciones cis; los tres quelatos se enrollan alrededor del eje ternario como las palas de una hélice, girando en sentido horario o antihorario vistos a lo largo de ese eje: dos imágenes especulares, no superponibles porque el complejo no tiene plano de simetría. ∎

![Arriba: isómeros cis y trans de MA_4B_2 (ligandos B en azul), isómeros fac y mer de MA_3B_3 (B en rojo). Abajo: los dos enantiómeros de un tris-quelato como (Co(en)3)3+, vistos a lo largo del eje ternario, esquema: cada quelato (arco azul) une una posición superior y una inferior, y los tres giran en un sentido () o en el otro ().](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-69690792f2c7.svg)

![Arriba: isómeros cis y trans de MA_4B_2 (ligandos B en azul), isómeros fac y mer de MA_3B_3 (B en rojo). Abajo: los dos enantiómeros de un tris-quelato como (Co(en)3)3+, vistos a lo largo del eje ternario, esquema: cada quelato (arco azul) une una posición superior y una inferior, y los tres giran en un sentido () o en el otro ().](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/fig-0b41f9ec2af6.svg)

*Arriba: isómeros cis y trans de $\mathrm{MA_4B_2}$ (ligandos B en azul), [isómeros fac](#def-b2-coordination-complexes-isomers) y mer de $\mathrm{MA_3B_3}$ (B en rojo). Abajo: los dos enantiómeros de un tris-quelato como $\ce{[Co(en)3]^3+}$, vistos a lo largo del eje ternario, esquema: cada quelato (arco azul) une una posición superior y una inferior, y los tres giran en un sentido ($\Delta$) o en el otro ($\Lambda$).*

## 18.5 Nombres y recuento de electrones

**Método 18.8 (Nombrar un complejo).**

1. En la fórmula, escríbase la [esfera de coordinación](#def-b2-coordination-complexes-coordination-sphere) entre corchetes, primero el metal y después los ligandos; la carga del complejo, fuera.
2. En el nombre, enumérense los ligandos por orden alfabético con prefijos multiplicadores (di-, tri-, tetra-; bis-, tris- para nombres de ligandos complejos): los ligandos aniónicos terminan en -o (clorido, cianido, oxido, hidroxido), y los neutros conservan su nombre (acua, ammino, carbonilo).
3. Después, el metal, con la terminación -ato si el complejo es un anión (ferrato, cuprato, cobaltato), y su número de oxidación en números romanos.
4. En español, el anión se nombra antes que el catión: $\ce{[Co(NH3)6]Cl3}$ es el cloruro de hexaamminocobalto(III), y $\ce{K4[Fe(CN)6]}$ , el hexacianidoferrato(II) de potasio.

**Definición 18.9 (Recuento de electrones).**

El *recuento de electrones de valencia* de un complejo es el número de electrones d del ion metálico más los electrones aportados por los ligandos (dos por cada par dador). La *regla de los 18 electrones* establece que los complejos estables de metales en estados de oxidación bajos con ligandos $\pi$-aceptores fuertemente enlazantes, como $\ce{CO}$, tienden a tener 18 electrones de valencia.

**Definición 18.10 (Hapticidad).**

La *hapticidad* de un ligando es el número de sus átomos unidos al metal a través de un único sistema $\pi$ continuo; se escribe $\eta^n$: un eteno unido por su enlace $\pi$ es $\eta^2$, y un anillo ciclopentadienilo unido por sus cinco carbonos, $\eta^5$.

**Método 18.11 (Contar los electrones).**

1. Asígnense cargas a los ligandos como especies de capa cerrada ( $\ce{Cl-}$ , $\ce{H-}$ , $\ce{C5H5-}$ ; $\ce{CO}$ , $\ce{PR3}$ , $\ce{NH3}$ neutros) y dedúzcase el estado de oxidación del metal.
2. Cuéntense los electrones d del metal, $n = g - m$ .
3. Súmense dos electrones por par dador: uno por [ligando monodentado](#def-b2-coordination-complexes-denticity) , seis por un $\eta^5$ - $\ce{C5H5-}$ , seis por un $\eta^6$ -benceno y dos por un $\eta^2$ -alqueno.
4. Un enlace metal–metal cuenta un electrón por cada metal.

**Proposición 18.12 (Carbonilos metálicos).**

Los carbonilos binarios estables de la primera serie de transición, $\ce{Cr(CO)6}$, $\ce{Fe(CO)5}$, $\ce{Ni(CO)4}$ y $\ce{Mn2(CO)10}$, tienen todos 18 electrones de valencia por átomo metálico.

**Demostración.** Cromo(0), $d^6$, con seis CO: $6 + 12 = 18$. Hierro(0), $d^8$, cinco CO: $8 + 10 = 18$. Níquel(0), $d^{10}$, cuatro CO: $10 + 8 = 18$. Manganeso(0), $d^7$, cinco CO y un enlace Mn–Mn: $7 + 10 + 1 = 18$; un $\ce{Mn(CO)5}$ monómero, con 17, no existe como compuesto estable, y se dimeriza. La razón por la que se prefiere 18 (nueve orbitales de valencia del metal, con todos los enlazantes o no enlazantes llenos) se da en el [Capítulo 19](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/19-teoria-del-campo-de-ligandos-y-color#ch-b2-ligand-field). ∎

El ferroceno, $\ce{Fe(\eta^5-C5H5)2}$, contiene un ion hierro(II) ($d^6$) entre dos aniones ciclopentadienilo, cada uno de los cuales aporta seis electrones: $6 + 12 = 18$. La regla falla para la mayoría de los complejos de estados de oxidación altos y para muchos con ligandos débiles: $\ce{[Ti(H2O)6]^3+}$ tiene 13 electrones, y $\ce{[Cu(H2O)6]^2+}$, 21.

**Historia — Werner y el octaedro.**

![](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-3/b2-coordination-complexes/img-2db0a11309a5.jpg)

Alfred Werner propuso en 1893 que un metal tiene, además de su valencia, un número de coordinación de grupos sujetos directamente a su alrededor, y que el cobalto(III) sujeta seis en los vértices de un octaedro. Predijo después cuántos isómeros debía tener cada fórmula y pasó veinte años preparándolos; en 1911 resolvió un complejo de cobalto en sus dos enantiómeros, demostrando que la quiralidad no exige un átomo de carbono. Recibió el Premio Nobel de Química en 1913. (Retrato, Les Prix Nobel, 1914, dominio público, Wikimedia Commons.)

## 18.6 Ejercicios

**Ejercicio 18.1 ★.**

Dese la configuración $d^n$ de $\ce{Ti^3+}$, $\ce{V^3+}$, $\ce{Cr^3+}$, $\ce{Mn^2+}$, $\ce{Fe^3+}$, $\ce{Co^2+}$, $\ce{Ni^2+}$ y $\ce{Zn^2+}$.

**Solución de Ejercicio 18.1.**

$\ce{Ti^3+}$ $d^1$, $\ce{V^3+}$ $d^2$, $\ce{Cr^3+}$ $d^3$, $\ce{Mn^2+}$ $d^5$, $\ce{Fe^3+}$ $d^5$, $\ce{Co^2+}$ $d^7$, $\ce{Ni^2+}$ $d^8$, $\ce{Zn^2+}$ $d^{10}$.

**Ejercicio 18.2 ★.**

Dese la [denticidad](#def-b2-coordination-complexes-denticity) del agua, la etano-1,2-diamina, el ion etanodioato, el edta y el ion tiocianato, y dígase cuál es ambidentado.

**Solución de Ejercicio 18.2.**

Agua, 1; en, 2; etanodioato, 2; edta, 6; tiocianato, 1; el tiocianato es ambidentado (por S o por N).

**Ejercicio 18.3 ★.**

Nómbrense $\ce{[Cu(NH3)4]SO4}$, $\ce{K3[Fe(CN)6]}$, $\ce{[CoCl2(NH3)4]Cl}$ y $\ce{[Ni(CO)4]}$.

**Solución de Ejercicio 18.3.**

Sulfato de tetraamminocobre(II); hexacianidoferrato(III) de potasio; cloruro de tetraamminodicloridocobalto(III); tetracarbonilníquel(0).

**Ejercicio 18.4 ★.**

Prevéase la geometría de $\ce{[Ag(NH3)2]+}$, $\ce{[CoCl4]^2-}$, $\ce{[PtCl4]^2-}$ y $\ce{[Fe(H2O)6]^2+}$.

**Solución de Ejercicio 18.4.**

Lineal; tetraédrica; plano-cuadrada ($d^8$, tercera serie); octaédrica.

**Ejercicio 18.5 ★★.**

¿Cuántos isómeros tiene el $\ce{[PtCl2(NH3)2]}$ plano-cuadrado? Dibújense. (Uno de ellos, el cisplatino, es un fármaco antitumoral.)

**Solución de Ejercicio 18.5.**

Dos: cis (los dos cloruros adyacentes) y trans (opuestos). En un tetraedro solo habría uno.

**Ejercicio 18.6 ★★.**

Cuéntense los electrones de valencia de $\ce{Cr(CO)6}$, $\ce{Fe(CO)5}$, $\ce{Ni(CO)4}$, $\ce{V(CO)6}$ y $\ce{Mn2(CO)10}$. ¿Cuál incumple la regla, y cómo se comporta?

**Solución de Ejercicio 18.6.**

$\ce{Cr(CO)6}$ 18; $\ce{Fe(CO)5}$ 18; $\ce{Ni(CO)4}$ 18; $\ce{V(CO)6}$: $5 + 12 = 17$; $\ce{Mn2(CO)10}$, 18 por manganeso. $\ce{V(CO)6}$ incumple la regla: es [paramagnético](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/14-orbitales-moleculares-de-las-moleculas-diatomicas#def-b2-diatomic-mos-magnetism) y se reduce con facilidad a $\ce{[V(CO)6]-}$, que tiene 18.

**Ejercicio 18.7 ★★.**

Cuéntense los electrones de valencia del ferroceno y del cobaltoceno $\ce{Co(C5H5)2}$. ¿Cuál se oxida con facilidad, y a qué?

**Solución de Ejercicio 18.7.**

Ferroceno: Fe(II) $d^6$ + 12 = 18. Cobaltoceno: Co(II) $d^7$ + 12 = 19. El cobaltoceno pierde con facilidad su electrón adicional y da el ion cobaltocenio $\ce{[Co(C5H5)2]+}$, con 18.

**Ejercicio 18.8 ★★.**

El complejo de níquel(II) con el edta tiene $\log_{10}K = 20.5$, muy por encima del de los complejos en los que el níquel se une a seis dadores de nitrógeno u oxígeno independientes. Explíquese este efecto quelato en función del número de partículas liberadas cuando el quelato sustituye a seis moléculas de agua.

**Solución de Ejercicio 18.8.**

Un edta sustituye a seis moléculas de agua: $\ce{[Ni(H2O)6]^2+ + edta^4- -> [Ni(edta)]^2- +
6H2O}$, siete partículas a partir de dos. La [entropía de reacción](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/2-entropia-y-energia-de-gibbs-de-reaccion#def-b2-reaction-free-energy-reaction-entropy) es fuertemente positiva, y $K$, muy grande. Seis ligandos independientes sustituyen a seis moléculas de agua sin ganancia en el número de partículas.

**Ejercicio 18.9 ★★.**

Dibújense los dos [isómeros de enlace](#def-b2-coordination-complexes-isomers) de $\ce{[Co(NO2)(NH3)5]^2+}$.

**Solución de Ejercicio 18.9.**

Nitrito-$\kappa N$ ($\ce{Co-NO2}$, el isómero nitro, amarillo) y nitrito-$\kappa O$ ($\ce{Co-O-N=O}$, el isómero nitrito, rojo).

**Ejercicio 18.10 ★★★.**

¿Cuántos estereoisómeros tiene $\ce{[CoCl2(en)2]+}$? ¿Cuáles son quirales?

**Solución de Ejercicio 18.10.**

Tres: el isómero trans (aquiral: planos de simetría) y los dos enantiómeros del isómero cis (los dos quelatos y los dos cloruros se enrollan en un sentido o en el otro).

**Ejercicio 18.11 ★★★.**

Para $\mathrm{MA_4B_2}$, cuéntense los isómeros que predicen un hexágono plano y un prisma trigonal de seis ligandos, y explíquese cómo el número de isómeros hallado permite decidir entre las geometrías.

**Solución de Ejercicio 18.11.**

Hexágono plano: B en las posiciones 1,2 (orto), 1,3 (meta), 1,4 (para): tres isómeros. Prisma trigonal: B a lo largo de una arista de un triángulo, a lo largo de una arista vertical, o en diagonal en una cara rectangular: tres. El octaedro da dos. No encontrar más de dos, pese a muchos intentos y a varios compuestos, descarta las otras dos geometrías, siempre que no se haya pasado por alto un tercer isómero.

**Ejercicio 18.12 ★★★.**

Cuéntense los electrones de valencia de $\ce{[RhCl(PPh3)3]}$ y de $\ce{[IrH(CO)(PPh3)3]}$ ($\ce{PPh3}$, dador de dos electrones; $\ce{H-}$, como hidruro). ¿Cuál podría admitir dos ligandos más?

**Solución de Ejercicio 18.12.**

$\ce{[RhCl(PPh3)3]}$: Rh(I) $d^8$ + 4 × 2 = 16. $\ce{[IrH(CO)(PPh3)3]}$: Ir(I) $d^8$ + 5 × 2 = 18. El complejo de rodio, con 16 electrones, puede admitir dos más (adición oxidante, [Capítulo 20](https://one-course.com/books/chemistry/3/es/chapter/20-catalisis-organometalica-etapas-elementales-y-ciclos#ch-b2-catalytic-cycles)).

## 18.7 Problema: las amminas de cobalto de Werner

**Problema 18.1.**

Problema de fin de semana — cuatro amminas de cloruro de cobalto(III) y el cloruro que liberan, sus fórmulas con corchetes, los dos isómeros de la tetraammina y lo que demuestran sobre la geometría, y la actividad óptica de un tris-quelato

Datos: cuatro compuestos, A $\ce{CoCl3.6NH3}$ (amarillo anaranjado), B $\ce{CoCl3.5NH3}$ (púrpura), C y D $\ce{CoCl3.4NH3}$ (verde y violeta). Con nitrato de plata en exceso, un mol de A precipita 3 mol de $\ce{AgCl}$, B 2 mol, y C y D 1 mol cada uno. Las conductividades molares indican 4, 3, 2 y 2 iones por unidad fórmula.

**Parte I — Cloruro e iones.**

1. ¿Qué cloruros reaccionan de inmediato con los iones plata?
2. ¿Cuántos cloruros están unidos al cobalto en cada compuesto?
3. Compruébense los números de iones con las conductividades.
4. ¿Cuál es el número de oxidación del cobalto en los cuatro?
5. ¿Cuál es su configuración $d^n$ ?
6. ¿Cuántos ligandos en total sujeta el cobalto en cada compuesto?

**Parte II — Fórmulas y nombres.**

7. Escríbanse A, B, C y D con corchetes.
8. Nómbrense A y B.
9. Nómbrese el catión de C y D.
10. ¿Qué tipo de isómeros son C y D?
11. ¿Qué sería un compuesto $\ce{CoCl3.3NH3}$ , y cuántos iones daría?
12. ¿Cuántos isómeros tendría ese compuesto en un octaedro?

**Parte III — La geometría.**

13. Dibújense el $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$ cis y el trans en un octaedro.
14. Cuéntense los isómeros de $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$ predichos para seis ligandos en los vértices de un hexágono plano.
15. Cuéntense los predichos para un prisma trigonal.
16. Werner nunca encontró más de dos. ¿Qué demuestra esto?
17. ¿Es completa la demostración? ¿Qué habría significado un tercer isómero?
18. ¿Cuál de C y D es el cis, sabiendo que el isómero cis puede convertirse en un quelato con etanodioato y el trans no?

**Parte IV — Actividad óptica.**

19. Dibújese $\ce{[Co(en)3]^3+}$ .
20. ¿Tiene un plano de simetría? ¿Un centro de inversión?
21. ¿Cuántos estereoisómeros tiene?
22. ¿Qué demuestra la resolución de un catión así en enantiómeros?
23. ¿Es quiral $\ce{[CoCl2(en)2]+}$ en su forma cis? ¿Y en su forma trans?
24. ¿Por qué fue importante que Werner resolviera un complejo que no contenía carbono en absoluto?
25. Indíquese el número de isómeros de $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$ predicho por el octaedro, y por el hexágono plano y el prisma trigonal.

**Solución de Problema 18.1.**

**1.** Los cloruros fuera de la [esfera de coordinación](#def-b2-coordination-complexes-coordination-sphere), libres en disolución. **2.** A: 0; B: 1; C y D: 2. **3.** A: $[\ce{Co(NH3)6}]^{3+}$ + 3 $\ce{Cl-}$: 4 iones; B: 3; C, D: 2. Coinciden. **4.** +3. **5.** $d^6$. **6.** Seis en cada uno: 6 $\ce{NH3}$; 5 $\ce{NH3}$ + 1 Cl; 4 $\ce{NH3}$ + 2 Cl. **7.** $\ce{[Co(NH3)6]Cl3}$; $\ce{[CoCl(NH3)5]Cl2}$; $\ce{[CoCl2(NH3)4]Cl}$ (dos veces). **8.** Cloruro de hexaamminocobalto(III); cloruro de pentaamminocloridocobalto(III). **9.** Tetraamminodicloridocobalto(III). **10.** Isómeros geométricos (cis–trans). **11.** $\ce{[CoCl3(NH3)3]}$, un complejo neutro: no da iones ni precipita cloruro de inmediato. **12.** Dos: fac y mer. **13.** Cis: los dos Cl a $90^\circ$; trans: a $180^\circ$. **14.** Tres (posiciones orto, meta y para en el hexágono). **15.** Tres. **16.** Apoya el octaedro, la única de las tres geometrías que predice dos. **17.** No: la ausencia de un tercer isómero es una prueba negativa. Un tercer isómero habría descartado el octaedro. **18.** El que forma el quelato: un etanodioato bidentado solo puede abarcar dos posiciones cis. **19.** Tres quelatos en alrededor del cobalto, cada uno abarcando dos posiciones cis. **20.** Ninguno de los dos: no hay plano de simetría ni centro de inversión. **21.** Dos enantiómeros, $\Delta$ y $\Lambda$. **22.** Que los seis ligandos están dispuestos en tres dimensiones, como en un octaedro; una disposición plana daría un ion aquiral. **23.** Cis: quiral (dos enantiómeros). Trans: aquiral. **24.** Mostró que la actividad óptica es una propiedad de la geometría molecular en general, no del carbono, y confirmó el octaedro. **25.** El octaedro predice $\boldsymbol{2}$ isómeros de $\ce{[CoCl2(NH3)4]+}$; el hexágono plano y el prisma trigonal predicen $\boldsymbol{3}$.