De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a navegación Saltar a búsqueda

Un enlace covalente coordinado , [1] también conocido como enlace dativo , [2] enlace dipolar , [3] o enlace coordinado [4] es un tipo de enlace covalente de dos centros y dos electrones en el que los dos electrones se derivan de el mismo átomo . La unión de iones metálicos a ligandos implica este tipo de interacción. [5] Este tipo de interacción es fundamental para la teoría de Lewis .

Ejemplos [ editar ]

Formación de un aducto de amoníaco y trifluoruro de boro , que implica la formación de un enlace covalente coordinado.

La unión covalente coordinada es omnipresente. [6] En todos los complejos acuáticos metálicos [M (H 2 O) n ] m + , el enlace entre el agua y el catión metálico se describe como un enlace covalente coordinado. Las interacciones metal-ligando en la mayoría de los compuestos organometálicos y la mayoría de los compuestos de coordinación se describen de manera similar.

El término enlace dipolar se usa en química orgánica para compuestos tales como óxidos de amina para los cuales la estructura electrónica se puede describir en términos de la amina básica que dona dos electrones a un átomo de oxígeno.

R
3N → O

La flecha → indica que ambos electrones en el enlace se originan en el resto amina . En un enlace covalente estándar, cada átomo aporta un electrón. Por lo tanto, una descripción alternativa es que la amina cede un electrón al átomo de oxígeno, que luego se usa, con el electrón desapareado restante en el átomo de nitrógeno, para formar un enlace covalente estándar. El proceso de transferir el electrón del nitrógeno al oxígeno crea cargas formales , por lo que la estructura electrónica también se puede representar como

R
3norte+
O-
Cloruro de hexaminacobalto (III)

Esta estructura electrónica tiene un dipolo eléctrico , de ahí el nombre de enlace polar. En realidad, los átomos llevan cargas parciales ; el átomo más electronegativo de los dos involucrados en el enlace generalmente llevará una carga negativa parcial. Una excepción a esto es el monóxido de carbono . En este caso, el átomo de carbono lleva la carga negativa parcial aunque es menos electronegativo que el oxígeno.

Un ejemplo de enlace covalente dativo lo proporciona la interacción entre una molécula de amoníaco , una base de Lewis con un par de electrones solitarios en el átomo de nitrógeno y trifluoruro de boro , un ácido de Lewis en virtud de que el átomo de boro tiene un octeto incompleto de electrones. Al formar el aducto, el átomo de boro adquiere una configuración de octeto.

La estructura electrónica de un complejo de coordinación se puede describir en términos del conjunto de ligandos, cada uno de los cuales dona un par de electrones a un centro metálico. Por ejemplo, en el cloruro de hexamminecobalto (III) , cada ligando de amoníaco dona su único par de electrones al ion cobalto (III). En este caso, los enlaces formados se describen como enlaces coordinados.

Comparación con otros modos de intercambio de electrones [ editar ]

En todos los casos, el enlace, ya sea dativo o de intercambio de electrones "normal", es un enlace covalente. En el uso común, el prefijo dipolar, dativo o coordenado simplemente sirve para indicar el origen de los electrones usados ​​en la creación del enlace. Por ejemplo, F 3 B ← O (C 2 H 5 ) 2 (" trifluoruro de boro (dietil) eterato ") se prepara a partir de BF 3 y: O (C 2 H 5 ) 2 , a diferencia de las especies de radicales [• BF 3 ] - y [• O (C 2 H 5 ) 2 ] +. El enlace dativo también es una conveniencia en términos de notación, ya que se evitan las cargas formales: podemos escribir D: + () A ⇌ D → A en lugar de D + –A - (aquí: y () representan el par solitario y orbital vacío en el par de electrones donante D y aceptor A, respectivamente). La notación se usa a veces incluso cuando la reacción ácido-base de Lewis involucrada es solo teórica (por ejemplo, el sulfóxido R 2 S → O rara vez o nunca se produce haciendo reaccionar el sulfuro R 2 S con oxígeno atómico O). Por lo tanto, la mayoría de los químicos no hacen ninguna afirmación con respecto a las propiedades del enlace al elegir una notación sobre la otra (cargas formales vs. enlace de flecha).

Sin embargo, es generalmente cierto que los enlaces representados de esta manera son covalentes polares, a veces fuertemente, y algunos autores afirman que existen diferencias genuinas en las propiedades de un enlace dativo y un enlace de intercambio de electrones y sugieren que mostrar un enlace dativo es más apropiado en situaciones particulares. Ya en 1989, Haaland caracterizó los enlaces dativos como enlaces que son (i) débiles y largos; (ii) con sólo un pequeño grado de transferencia de carga que tiene lugar durante la formación del enlace; y (iii) cuyo modo preferido de disociación en la fase gaseosa (o disolvente inerte bajo en ε) es heterolítico en lugar de homolítico. [7] El aducto amoniaco-borano (H 3 N → BH 3) se da como un ejemplo clásico: el enlace es débil, con una energía de disociación de 31 kcal / mol (cf.90 kcal / mol para etano), y largo, a 166 pm (cf.153 pm para etano), y el La molécula posee un momento dipolar de 5.2 D que implica una transferencia de solo 0.2 e - del nitrógeno al boro. La disociación heterolítica de H 3 N → BH 3se estima que requiere 27 kcal / mol, lo que confirma que la heterolisis en amoniaco y borano es más favorable que la homólisis en catión radical y anión radical. Sin embargo, aparte de los ejemplos claros, existe una gran controversia en cuanto a cuándo un compuesto en particular califica y, por lo tanto, la prevalencia general de la vinculación dativa (con respecto a la definición preferida de un autor). Los químicos computacionales han sugerido criterios cuantitativos para distinguir entre los dos "tipos" de enlace. [8] [9] [10]

Algunos ejemplos no obvios en los que se afirma que la unión dativa es importante incluyen el subóxido de carbono (O≡C → C 0 ← C≡O), tetraaminoalenos (descritos usando el lenguaje de enlace dativo como "carbodicarbenos"; (R 2 N) 2 C → C 0 ← C (NR 2 ) 2 ), el carbodifosforano de Ramírez (Ph 3 P → C 0 ← PPh 3 ) y el catión bis (trifenilfosfina) iminio (Ph 3 P → N + ← PPh 3), todos los cuales exhiben geometrías de equilibrio considerablemente dobladas, aunque con una barrera poco profunda a la flexión. La simple aplicación de las reglas normales para dibujar estructuras de Lewis maximizando la unión (utilizando enlaces de intercambio de electrones) y minimizando las cargas formales predeciría estructuras de heterocumuleno y, por lo tanto, geometrías lineales, para cada uno de estos compuestos. Por lo tanto, se afirma que estas moléculas están mejor modeladas como complejos de coordinación de: C: (carbono (0) o "carbono") o: N: + (catión mononitrógeno) con CO, PPh 3 o N- heterociclcarbenos como ligandos, el pares solitarios en el átomo central que explican la geometría doblada. Sin embargo, se cuestiona la utilidad de este punto de vista. [9] [10]

Referencias [ editar ]

  1. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) " enlace dipolar ". doi : 10.1351 / goldbook.D01752
  2. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida online: (2006–) " vínculo dativo ". doi : 10.1351 / goldbook.D01523
  3. ^ IUPAC. Compendio de terminología química, 2ª ed. (el "Libro de oro"). Compilado por AD McNaught y A. Wilkinson. Publicaciones científicas de Blackwell, Oxford (1997). Versión online (2019-) creada por SJ Chalk. ISBN  0-9678550-9-8 . https://doi.org/10.1351/goldbook .
  4. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) " enlace de coordenadas ". doi : 10.1351 / goldbook.C01329
  5. ^ Ariyarathna, Isuru. Estudios de primer principio sobre estados electrónicos de tierra y excitados: enlaces químicos en moléculas del grupo principal, sistemas moleculares con electrones difusos y activación de agua mediante monóxidos de metales de transición .
  6. ^ Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
  7. ^ Haaland, Arne (1989). "Enlaces covalentes versus dativos a metales del grupo principal, una distinción útil". Angewandte Chemie International Edition en inglés . 28 (8): 992–1007. doi : 10.1002 / anie.198909921 . ISSN 0570-0833 . 
  8. ^ Himmel, Daniel; Krossing, Ingo; Schnepf, Andreas (7 de enero de 2014). "Bonos dativos en compuestos del grupo principal: ¡un caso para menos flechas!". Angewandte Chemie International Edition . 53 (2): 370–374. doi : 10.1002 / anie.201300461 . PMID 24243854 . 
  9. ↑ a b Frenking, Gernot (10 de junio de 2014). "Bonos dativos en compuestos del grupo principal: ¡un caso para más flechas!". Angewandte Chemie International Edition . 53 (24): 6040–6046. doi : 10.1002 / anie.201311022 .
  10. ↑ a b Schmidbaur, Hubert; Schier, Annette (2 de enero de 2013). "Química de coordinación en el carbono: la familia de mosaico que comprende (Ph 3 P) 2 C, (Ph 3 P) C (C 2 H 4) y (C 2 H 4) 2 C". Angewandte Chemie International Edition . 52 (1): 176–186. doi : 10.1002 / anie.201205294 .