En química de coordinación , un enlace covalente coordinado , [1] también conocido como enlace dativo , [2] enlace dipolar , [1] o enlace coordinado [3] es una especie de enlace covalente de dos centros y dos electrones en el que los dos electrones derivan del mismo átomo . La unión de iones metálicos a ligandos implica este tipo de interacción. [4] Este tipo de interacción es fundamental para la teoría ácido-base de Lewis .
Los enlaces coordinados se encuentran comúnmente en compuestos de coordinación . [5]
El enlace covalente coordinado es omnipresente. [6] En todos los acucomplejos 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 en la mayoría de los compuestos de coordinación se describen de manera similar.
El término enlace dipolar se utiliza en química orgánica para compuestos como los óxidos de amina cuya estructura electrónica puede describirse en términos de que la amina básica dona dos electrones a un átomo de oxígeno.
La flecha → indica que ambos electrones en el enlace se originan en la fracción 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 utiliza, 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
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 alcanza 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 hexaminocobalto (III) , cada ligando de amoníaco dona su único par de electrones al ion cobalto (III). En este caso, los enlaces formados se denominan enlaces coordinados. En el método de clasificación de enlaces covalentes (CBC), los ligandos que forman enlaces covalentes coordinados con un átomo central se clasifican como de tipo L, mientras que los que forman enlaces covalentes normales se clasifican como de tipo X.
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 coordenada sirve simplemente para indicar el origen de los electrones utilizados 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 radicales [•BF 3 ] – y [•O(C 2 H 5 ) 2 ] + . El vínculo dativo también es una conveniencia en términos de notación, ya que se evitan 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 utiliza a veces incluso cuando la reacción ácido-base de Lewis implicada es sólo teórica (p. ej., el sulfóxido R 2 S → O rara vez, o nunca, se obtiene 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 versus enlace de flecha).
Sin embargo, en general es 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 que comparte electrones y sugieren que mostrar un enlace dativo es más apropiado en situaciones particulares. Ya en 1989, Haaland caracterizó los bonos dativos como bonos que son (i) débiles y largos; (ii) teniendo lugar sólo un pequeño grado de transferencia de carga durante la formación del enlace; y (iii) cuyo modo preferido de disociación en la fase gaseosa (o disolvente inerte de baja ε) es heterolítico en lugar de homolítico. [7] El aducto amoniaco-borano (H 3 N → BH 3 ) se presenta como un ejemplo clásico: el enlace es débil, con una energía de disociación de 31 kcal/mol (cf. 90 kcal/mol para el etano), y larga , a 166 pm (cf. 153 pm para el etano), y la molécula posee un momento dipolar de 5,2 D que implica una transferencia de sólo 0,2 e – del nitrógeno al boro. Se estima que la disociación heterolítica de H 3 N → BH 3 requiere 27 kcal/mol, lo que confirma que la heterólisis en amoníaco y borano es más favorable que la homólisis en cationes radicales y aniones radicales. Sin embargo, aparte de ejemplos claros, existe una controversia considerable sobre cuándo califica un compuesto particular y, por lo tanto, la prevalencia general del vínculo dativo (con respecto a la definición preferida del 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 el enlace dativo es importante incluyen subóxido de carbono (O≡C → C 0 ← C≡O), tetraaminoalenos (descritos usando el lenguaje del 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 una curvatura considerablemente Geometrías de equilibrio, aunque con una barrera poco profunda a la flexión. La simple aplicación de las reglas normales para dibujar estructuras de Lewis maximizando el enlace (usando enlaces que comparten electrones) y minimizando las cargas formales predeciría estructuras de heterocumulenos y, por lo tanto, geometrías lineales, para cada uno de estos compuestos. Por lo tanto, se afirma que estas moléculas se modelan mejor como complejos de coordinación de : C : (carbono(0) o carbono ) o : N : + (catión mononitrógeno) con CO, PPh 3 o N- carbenos heterocíclicos como ligandos, los únicos- pares en el átomo central que explican la geometría doblada. Sin embargo, se discute la utilidad de este punto de vista. [9] [10]