# data[].attributes.body
Las geometrías más comunes de los complejos de coordinación en química inorgánica dependen del número de coordinación del metal central y la disposición de los ligandos a su alrededor.

# data[].attributes.body
Alfred Werner, premio Nobel de Química, propuso una teoría fundamental para explicar la estructura y el enlace en los compuestos de coordinación (o complejos metálicos). En estos compuestos, un átomo o ion metálico central se une a un grupo de iones o moléculas llamadas ligandos.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
(Mulhouse, 1866 - Zürich, 1919) Químico suizo, premio Nobel de Química en 1913 en reconocimiento a su trabajo sobre el enlace de los átomos en las moléculas. Estudió los compuestos complejos, especialmente los complejos orgánicos del hierro, del cromo y del cobalto. En su teoría de la coordinación distinguió las valencias principales y las secundarias o coordinadas, que unen entre sí moléculas saturadas, y las representaba por fórmulas estereoquímicas. Además, descubrió actividad óptica en algunas sales inorgánicas complejas.

Alfred Werner

Su infancia transcurrió en Mulhouse, donde acudió a la escuela. Desde muy joven mostró interés por la química y su primer trabajo de investigación independiente lo realizó a la edad de 18 años. Entre 1885 y 1886 acudió a las lecciones de Engler en la Escuela Técnica de Karlsruhe, mientras realizaba su servicio militar en esa ciudad. En 1886 asistió a los cursos en la Escuela Politécnica de Zürich y en 1989 obtuvo el diploma en química técnica.

En ese mismo año comenzó a trabajar como profesor ayudante en el laboratorio de Georg Lunge e inició su colaboración investigadora con el profesor Hantzsch, quien le había influido de forma notable durante sus años de estudio. En 1890 se doctoró por la Universidad de Zürich con una tesis sobre la disposición espacial de los átomos en moléculas que contienen nitrógeno. Entre 1890 y 1891 siguió trabajando en este tema y visitó París, donde trabajó con el profesor Marcelin Berthelot en el Collège de France.

En 1892 volvió como profesor al Politécnico de Zürich y en 1893 fue nombrado profesor asociado de la Universidad de Zürich, donde sucedió a Victor Merz en la impartición de los cursos de química orgánica. Con tan solo 29 años (1885) fue nombrado catedrático de química de la universidad (a partir de 1902 impartió también las clases de química inorgánica). En 1894 se casó con Emma Giesker, con quien tuvo un hijo y una hija. En 1895 adquirió la nacionalidad suiza y decidió permanecer en Zürich, rechazando los puestos que le ofrecieron en Viena, Basilea y Würzburgo.

El nombre de Werner permanecerá siempre asociado a la teoría de la coordinación que él mismo estableció, cuyos fundamentos descansan sobre su trabajo durante la tesis doctoral (1890). En ella ya formuló la idea de que, en numerosos compuestos de nitrógeno trivalente, los enlaces del nitrógeno se dirigen hacia los vértices de un tetraedro, mientras que el nitrógeno ocupa el vértice restante. En 1891 publicó un artículo sobre la teoría de la afinidad y la valencia, donde se sustituía la concepción de la valencia fija de August Kekulé por la idea de que la afinidad es una fuerza atractiva que se ejerce desde el centro de un átomo y que actúa de manera uniforme hacia todas las partes de las superficie del átomo.

En un artículo sobre compuestos minerales publicado en 1893, Alfred Werner estableció su teoría sobre la valencia variable, según la cual los compuestos moleculares inorgánicos contienen átomos que actúan como núcleo central alrededor de los cuales se distribuyen un número definido de otros átomos, radicales o moléculas, configurando geometrías espaciales simples. Al número de grupos que rodean el átomo central lo denominó número de coordinación (índice de coordinación), siendo el número de coordinación 6 (donde los grupos se sitúan en los vértices de un octaedro) especialmente abundante.

Durante los siguientes veinte años, Werner y sus colaboradores prepararon nuevas series de compuestos moleculares y estudiaron sus configuraciones. Sus investigaciones le llevaron al descubrimiento de isómeros ópticamente activos de los complejos, cuya existencia ya había predicho Werner. Lograron más de cuarenta series de complejos ópticamente activos con simetría octaédrica que fueron separados en sus formas activas, de manera que la configuración espacial de los complejos con número de coordinación 6 fue establecida tan firmemente como la geometría tetraédrica del átomo de carbono de Jacobus Henricus Van't Hoff y Joseph Le Bel. Werner también trabajó con complejos con otros números de coordinación, sobre todo 4, que pueden tener una geometría tetraédrica o planocuadrada.

Su producción científica quedó plasmada en innumerables artículos (más de cincuenta individuales) y en los libros Neuere Anschauungen auf dem Gebiete der anorganischen Chemie (Nuevas Ideas en Química Inorgánica), Lehrbuch der Stereochemie (Tratado de Estereoquímica), ambos publicados en 1904, y Ueber die Konstitution und Konfiguration von Verbindungen höherer Ordnung (1914). Fue miembro de numerosas sociedades científicas de Alemania, Suiza, Reino Unido y Rusia. En Francia fue galardonado con la Medalla Leblanc y nombrado Oficial de la Instrucción Pública. Cuando recibió el Premio Nobel en 1913, ya sufría de arteriosclerosis. En 1915 tuvo que dejar las clases de química y en 1919, poco antes de su muerte, abandonó la cátedra.

Cómo citar este artículo:
Fernández, T. y Tamaro, E. (2004). . En Biografías y Vidas. La enciclopedia biográfica en línea. Barcelona (España). Recuperado de el .

# data[].attributes.attachment_link.description
(Mulhouse, 1866 - Zürich, 1919) Químico suizo, premio Nobel de Química en 1913 en reconocimiento a su trabajo sobre el enlace de los átomos en las moléculas. Estudió los compuestos complejos, especialmente los complejos orgánicos del hierro, del cromo y del cobalto.

# data[].attributes.body
Son compuestos orgánicos que tienen fórmulas moleculares idénticas, pero que se diferencian en la naturaleza o el orden de los enlaces entre sus átomos o en la disposición de sus átomos en el espacio.

# data[].attributes.attachment_caption
Cisplatino, PtCl2(NH3)2 Un complejo formado por un átomo de platino coordinado con dos cloruros (en verde) y dos grupos amino.

# data[].attributes.body
Entidad formada por una asociación de dos o más componentes unidos por un enlace de coordinación. Generalmente, se refiere a un átomo o ion metálico central rodeado por moléculas o aniones llamados ligandos.

# data[].attributes.attachment_caption
Complejo de cobalto [HCo(CO)4] con cinco ligandos

# data[].attributes.body
Es un ion o molécula que se une a un átomo metálico central para formar un complejo de coordinación. El enlace entre el metal y el ligando generalmente involucra la donación de uno o más pares de electrones del ligando.

# data[].attributes.body
Es el átomo o ion metálico que se encuentra en el centro de un compuesto de coordinación y está rodeado por ligandos.

Funciones

1. Actúa como ácido de Lewis

2. Determina las propiedades del compuesto

3. Establece el número de coordinación

En resumen, el metal central es el corazón de un compuesto de coordinación, y su elección y propiedades son cruciales para entender la estructura y comportamiento del compuesto.

# data[].attributes.body
Metales de transición: Son los más comunes como el hierro (Fe), cobre (Cu), cobalto (Co).

Metales de transición interna: Como lantánidos y actínidos.

Elementos del grupo principal: Aunque menos comunes, también pueden formar compuestos de coordinación.

# data[].attributes.body
Se refiere al número de átomos, iones o moléculas que están directamente unidos a un átomo central en un complejo de coordinación. Este número indica la cantidad de ligandos que rodean al átomo central y determina la geometría del complejo.

# data[].attributes.body
Un tipo de enlace covalente en el que ambos electrones del par compartido son aportados por uno solo de los átomos (el ligando).

# data[].attributes.body
Un tipo de ligando polidentado que se une al metal central en múltiples puntos, formando una estructura en forma de anillo. Los complejos formados con ligandos quelatos son generalmente más estables (efecto quelato).

# data[].attributes.body
Es una molécula o ion que se une a un átomo central en un complejo de coordinación a través de un único átomo donante. "Monodentado" significa "un diente", indicando que solo un átomo del ligando se une al átomo metálico centra

# data[].attributes.body
Se observan en complejos con número de coordinación 4, como [ZnCl₄]²⁻. Los ligandos están dispuestos a los vértices de un tetraedro con ángulos de enlace de 109,5°.

La geometría tetraédrica es una de las configuraciones más comunes en los complejos de coordinación con número de coordinación 4.

En esta disposición, los ligandos rodean al metal central ocupando los vértices de un tetraedro, con ángulos de enlace de 109,5° entre ellos.

Esta estructura es frecuente en metales de transición como Zn²⁺, Co²⁺ y Cu²⁺, especialmente cuando los ligandos son grandes y generan una menor repulsión electrónica.

A diferencia de los complejos cuadrado plano, los tetraédricos suelen formarse cuando el metal tiene una configuración electrónica d⁰, d¹⁰ o d⁷ de alto spin, lo que evita la estabilización de una geometría plana.

Además, la teoría del campo cristalino explica cómo los orbitales del metal se dividen en dos grupos de energía cuando los ligandos se acercan, lo que influye en las propiedades espectroscópicas y magnéticas del complejo.

En los complejos tetraédricos, los orbitales t₂ tienen mayor energía que los e, lo que genera diferencias en la absorción de luz y en el color de los compuestos.

# data[].attributes.body
Los metales en los compuestos de coordinación exhiben dos tipos de valencias:

Valencia Primaria (o Iónica):

1. Corresponde al estado de oxidación del átomo metálico central.

2. Es ionizable, lo que significa que los iones que la satisfacen (generalmente aniones) pueden separarse en solución.

3. No determina la geometría del complejo.

4. En la notación moderna, los iones que satisfacen la valencia primaria se escriben fuera de los corchetes de coordinación.

Valencia Secundaria (o de Coordinación):

1. Corresponde al número de coordinación del átomo metálico central, es decir, el número de ligandos directamente unidos a él.

2. Es no ionizable y es satisfecha por moléculas neutras (como NH₃) o iones (aniones o, raramente, cationes).

3. Sí es direccional y determina la geometría espacial del complejo.

4. Los ligandos que satisfacen la valencia secundaria se escriben dentro de los corchetes de coordinación.

# data[].attributes.body
Incluyen [ZnCl₄]²⁻, [CoCl₄]²⁻ y [Ni(CO)₄], los cuales pueden exhibir colores vibrantes debido a las transiciones electrónicas dentro de los orbitales del metal. Además, algunos oxo-aniones como [FeO₄]²⁻ también presentan esta geometría.

La estabilidad de estos complejos depende de la naturaleza de los ligandos y del entorno químico en el que se encuentran.

# data[].attributes.body
Para un metal dado, el número de valencias secundarias (o número de coordinación) es fijo y característico. Esto significa que cada metal tiende a formar un número específico de enlaces con los ligandos. Por ejemplo, el cobalto (III) a menudo tiene un número de coordinación de 6.

# data[].attributes.body
La geometría cuadrado plana es una de las configuraciones más comunes en los complejos de coordinación con número de coordinación 4, especialmente en metales de transición con configuración electrónica d⁸.

En esta disposición, los ligandos rodean al metal central formando un cuadrado, con ángulos de enlace de 90° entre ellos.

Esta estructura es frecuente en metales como Pd²⁺, Pt²⁺ y Ni²⁺, donde la estabilización electrónica favorece una disposición plana en lugar de una tetraédrica.

La formación de complejos cuadrado planares se explica mediante la teoría del campo cristalino, que describe cómo los orbitales del metal se dividen en diferentes niveles de energía cuando los ligandos se acercan.

En estos complejos, los orbitales se organizan de manera que los electrones ocupan los niveles más bajos de energía, lo que resulta en una estructura más estable.

Además, estos complejos pueden presentar isomería geométrica (cis-trans), lo que influye en sus propiedades químicas y biológicas.

# data[].attributes.body
Los ligandos que satisfacen las valencias secundarias se orientan hacia posiciones fijas y específicas en el espacio alrededor del átomo metálico central. Este arreglo espacial define la geometría del complejo (por ejemplo, octaédrica, tetraédrica o cuadrado planar). Esta direccionalidad fue crucial para explicar la isomería (existencia de diferentes estructuras con la misma fórmula química) en los compuestos de coordinación.

# data[].attributes.body
Incluyen [PtCl₄]²⁻, [Ni(CN)₄]²⁻ y [Pd(NH₃)₄]²⁺, los cuales pueden exhibir colores característicos debido a las transiciones electrónicas dentro de los orbitales d del metal.

Además, algunos de estos complejos tienen aplicaciones en catálisis, medicina (como el cisplatino en tratamientos contra el cáncer) y en la industria química.

# data[].attributes.body
La geometría octaédrica es una de las más comunes en los complejos de coordinación, especialmente en metales de transición con número de coordinación 6.

En esta disposición, los ligandos rodean al metal central ocupando los vértices de un octaedro, con ángulos de enlace de 90° entre ellos.

Esta estructura es altamente estable debido a la simetría que presenta, lo que permite una distribución uniforme de los electrones y minimiza la repulsión entre los ligandos.

Los complejos octaédricos pueden presentar diferentes tipos de isomería, como la geométrica (cis-trans) y la óptica (enantiómeros), dependiendo de la disposición de los ligandos.

Además, la teoría del campo cristalino explica cómo los orbitales del metal se dividen en dos grupos de energía cuando los ligandos se acercan, lo que influye en las propiedades espectroscópicas y magnéticas del complejo.

# data[].attributes.body
Es una molécula o ion que puede coordinarse con un ion metálico central a través de más de un átomo donante. En otras palabras, tiene múltiples sitios de unión al metal.

# data[].attributes.body
Son aquellos en donde las moléculas poseen la misma fórmula molecular, pero tienen una diferente distribución de los enlaces, entre sus átomos, lo que se traduce en diferentes formas estructurales.

Dentro de los isómeros constitucionales se encuentran:

Isomería de cadena

Isomería de posición

Isomería de función

# data[].attributes.body
Corresponden a isómeros que tienen los componentes de la cadena hidrocarbonada acomodados en diferentes lugares, es decir, las cadenas que poseen, son diferentes, ya que presentan distinto esqueleto o estructura.

# data[].attributes.body
Corresponden a compuestos que presentan el mismo grupo funcional, pero sin embargo, éste se encuentra en distintas posiciones de la cadena carbonada

# data[].attributes.body
Corresponden a compuestos orgánicos que difieren en el grupo funcional que presentan en su estructura. (Por ejemplo, un alcohol y un éter).

# data[].attributes.body
Corresponden a compuestos que están formados por el mismo tipo y número de átomos unidos en la misma secuencia, pero que varían en la disposición espacial de estos.

Hay dos tipos de estereoisómeros:

Isómeros ópticos o enantiómeros

Isómeros geométricos o diasteroisómeros

# data[].attributes.body
Corresponden a moléculas que guardan entre sí una imagen especular, sin embargo, no se pueden superponer mutuamente. Esto significa que no es posible lograr que ambas moléculas calcen o coincidan una sobre la otra.

# data[].attributes.body
Los isómeros ópticos se denominan quirales, ya que, este término se relaciona con las manos, que al igual que estas moléculas son especulares entre sí, pues, son imágenes reflejadas en un espejo, sin embargo, si se tratan de hacer coincidir ambas manos, no se logra, porque no son superponibles.

# data[].attributes.body
Aquellas moléculas que son imágenes especulares y que además son superponibles entre sí, se denominan aquilares. Son aquilares, por ejemplo, los calcetines, ya que se reflejan en un espejo, y además es posible hacerlos calzar entre sí.

# data[].attributes.body
La geometría prisma trigonal es una disposición estructural menos común en los complejos de coordinación, pero se presenta en algunos casos con número de coordinación 6. En esta configuración, los ligandos rodean al metal central formando un prisma trigonal, con tres ligandos en cada una de las dos bases triangulares del prisma.

A diferencia de la geometría octaédrica, donde los ligandos están distribuidos de manera más simétrica, en el prisma trigonal los ángulos de enlace pueden variar dependiendo de la naturaleza de los ligandos y del metal central.

Esta geometría se observa en ciertos complejos de metales de transición, especialmente cuando los ligandos son voluminosos o cuando hay efectos electrónicos que favorecen una disposición menos convencional.

La teoría del campo cristalino explica cómo los orbitales d del metal se dividen en diferentes niveles de energía cuando los ligandos se acercan, lo que influye en las propiedades espectroscópicas y magnéticas del complejo.

En los complejos de prisma trigonal, la distribución electrónica puede generar diferencias en la absorción de luz y en el color de los compuestos.

# data[].attributes.body
Incluyen [Mo(CN)₆]³⁻ y algunos compuestos de W(VI) y Re(V), los cuales pueden exhibir propiedades únicas debido a su estructura.

Además, esta geometría puede influir en la reactividad química del complejo, afectando su capacidad para formar enlaces adicionales o para participar en procesos catalíticos.

# data[].attributes.body
La isomería cis-trans en los alquenos se da cuando los sustituyentes en cada auno de los carbonos del doble enlace son distintos

# data[].attributes.body
Un estereoisomero es cis cuando cuando los dos hidrógenos están en el mismo lado del doble enlace

# data[].attributes.body
Un estereoisómero es trans cuando los dos hidrógenos estan en lados opuestos del doble enlace

# data[].attributes.body
Los cicloalcanos tienen dos "caras" o lados debido al plano que contiene el esqueleto carbonado; cuando en el ciclo hay dos sustituyentes en átomos de carbono distintos, existen dos isómeros. Si los sustituyentes se encuentran del mismo lado del plano es el isómero cis, y si están en lados opuestos es el isómero trans.

# data[].attributes.headline
Cisplatino y otros compuestos de platino en quimioterapia 

# data[].attributes.subject
Cisplatino y otros compuestos de platino en quimioterapia 

# data[].attributes.body
El cisplatino es uno de los fármacos más utilizados en la quimioterapia para tratar diversos tipos de cancer, como el pulmón, ovario y testículos.

Su mecanismo de acción se basa en la interacción con el ADN de las células cancerosas, provocando la inhibición de su replicación y, finalmente, la muerte celular. Sin embargo, el ciaplatino tiene efectos secundarios significativos, como toxicidad renal y resistencia tumoral, lo que ha llevado al desarrollo de otros compuestos de platino como el carboplatino y el oxaliplatino, que presentan menor toxicidad y mayor eficacia en ciertos tipos de cancer

# data[].attributes.body
Cáncer testicular: Es uno de los tratamientos más efectivos para este tipo de cáncer, con una alta tasa de éxito en combinación con otros agentes quimioterapéuticos.

Cáncer de ovario: Se usa en combinación con otros medicamentos para mejorar la respuesta del tratamiento en pacientes con cáncer de ovario avanzado.

Cáncer de pulmón: Forma parte de los esquemas de tratamiento para el cáncer de pulmón de células no pequeñas, ayudando a reducir el tamaño del tumor antes de la cirugía.

Cáncer de vejiga: Se administra en pacientes con cáncer de vejiga avanzado o metastásico.

Cáncer de cabeza y cuello: Se emplea en combinación con radioterapia para mejorar la eficacia del tratamiento.

# data[].attributes.headline
Complejos metálicos en diagnóstico por imagen 

# data[].attributes.subject
Complejos metálicos en diagnóstico por imagen 

# data[].attributes.body
Los complejos de gadolinio son ampliamente utilizados como agentes de contraste en resonancia magnética (RM). Estos compuestos mejoran la calidad de las imágenes al aumentar la visibilidad de los tejidos y órganos, permitiendo una mejor detección de tumores y anomalías.

Además, los complejos de tecnecio-99m se emplean en medicina nuclear, específicamente en gammagrafías, para evaluar el funcionamiento de órganos como el corazón y los pulmones.

# data[].attributes.body
Los complejos metálicos luminiscentes han demostrado ser prometedores en terapia fotodinámica, un tratamiento contra el cáncer que utiliza luz para activar un compuesto fotosensible y generar especies reactivas de oxígeno que destruyen las células tumorales. Algunos complejos de rutenio y oro han mostrado actividad anticancerígena y pueden ser utilizados en combinación con otros tratamientos para mejorar la eficacia y reducir los efectos secundarios.

# data[].attributes.body
En el nombre de un complejo iónico, se nombra primero el catión y luego el anión.

# data[].attributes.body
Dentro del complejo, se nombran primero los ligandos en orden alfabético, seguidos del nombre del metal central.

# data[].attributes.body
Si el ligando es simple (un solo átomo o una molécula pequeña sin prefijos multiplicativos en su nombre), se utilizan los prefijos griegos di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc., para indicar el número de ligandos.

Si el ligando es un ligando polidentado o su nombre ya contiene un prefijo multiplicativo (como etilendiamina), se utilizan los prefijos bis-, tris-, tetrakis-, pentakis-, hexakis-, etc., y el nombre del ligando se encierra entre paréntesis.

# data[].attributes.body
Los ligandos aniónicos terminan en "-o". Ejemplos: Cloro (Cl-), Cianuro (CN-), Hidroxo (OH-), Oxo (O2-), Carbonato (CO32-), Sulfato (SO42-).

Los ligandos neutros generalmente conservan sus nombres comunes. Ejemplos: Aqua (H2O), Ammina (NH3), Carbonilo (CO), Nitrosilo (NO), Piridina (py).

# data[].attributes.body
El estado de oxidación del metal central se indica con números romanos entre paréntesis después del nombre del metal. Si el complejo es un anión, el nombre del metal termina en "-ato".

# data[].attributes.body
Los ligandos puente se indican con el prefijo "mu" antes de su nombre, y se repite si hay múltiples puentes idénticos.

# data[].attributes.body
1. [Co(NH3)6]Cl3: Hexaammincobalto(III) cloruro

Interpretación: El complejo catiónico contiene Cobalto (Co) central con seis moléculas de ammina (NH3) como ligandos. El número de oxidación del Cobalto es +3. El anión es cloruro (Cl).

2. [Pt(NH3)2Cl2]: Diamminadicloroplatino(II) (cis- o trans- si se especifica la isomería)

Interpretación: El complejo contiene Platino (Pt) central con dos moléculas de ammina (NH3) y dos iones cloro (Cl) como ligandos. El número de oxidación del Platino es +2. Este es un complejo neutro.

3. K4[Fe(CN)6]: Hexacianoferrato(II) de potasio

Interpretación: El catión es Potasio (K). El complejo aniónico contiene Hierro (Fe) central con seis iones cianuro (CN) como ligandos. El número de oxidación del Hierro es +2. Como el complejo es aniónico, el Hierro se nombra como ferrato.

4. [Cr(en)3]Cl3: Tris(etilendiamina)cromo(III) cloruro

Interpretación: El complejo catiónico contiene Cromo (Cr) central con tres ligandos de etilendiamina (en). El número de oxidación del Cromo es +3. El anión es cloruro (Cl).

5. [Cu(H2O)4]SO4: Tetraacuacobre(II) sulfato

Interpretación: El complejo catiónico contiene Cobre (Cu) central con cuatro moléculas de agua (H2O) como ligandos. El número de oxidación del Cobre es +2. El anión es sulfato (SO4).

6. Na2[Ni(CN)4]: Tetracianoniquelato(II) de sodio

Interpretación: El catión es Sodio (Na). El complejo aniónico contiene Níquel (Ni) central con cuatro iones cianuro (CN) como ligandos. El número de oxidación del Níquel es +2. Como el complejo es aniónico, el Níquel se nombra como niquelato.

# data[].attributes.attachment_caption
Complejo con metal +3: mayor estabilidad.

# data[].attributes.body
🔴Carga iónica del metal: Una mayor carga positiva del ion metálico aumenta la atracción electrostática entre el metal y los ligandos, lo que generalmente lleva a complejos más estables. Por ejemplo, Fe(III) forma complejos más estables que Fe(II).

🔵Radio iónico del metal: Para metales con la misma carga, un radio iónico más pequeño significa una mayor densidad de carga. Esto permite una aproximación más cercana de los ligandos y una mayor atracción, resultando en complejos más estables.

🟢Configuración electrónica del metal: Los metales de transición, debido a la disponibilidad de orbitales d para la formación de enlaces, suelen formar complejos más estables. Dentro de una serie de metales de transición, la estabilidad a menudo sigue la serie de Irving-Williams (Mn(II) < Fe(II) < Co(II) < Ni(II) < Cu(II) > Zn(II)).

🟣Naturaleza ácido-base del metal (Teoría HSAB): Los metales pueden clasificarse como ácidos "duros" o "blandos". Los ácidos duros tienden a formar complejos más estables con bases "duras" (ligandos que tienen átomos donadores pequeños y altamente electronegativos), mientras que los ácidos blandos prefieren bases "blandas" (ligandos con átomos donadores grandes y polarizables).

# data[].attributes.body
🔴Basicidad del ligando: Los ligandos que son bases de Lewis más fuertes (es decir, tienen una mayor tendencia a donar pares de electrones) generalmente forman complejos más estables. Por ejemplo, el ion hidroxilo (OH-) es una base más fuerte que el agua (H2O), y sus complejos suelen ser más estables.

🔵Tamaño y polarizabilidad del ligando: Los ligandos más pequeños pueden acercarse más al ion metálico, aumentando la atracción. Los ligandos más polarizables pueden formar enlaces covalentes más fuertes.

🟢Efecto estérico: Ligandos muy voluminosos pueden causar repulsión estérica, disminuyendo la estabilidad del complejo.

🟣Naturaleza del átomo donador: La estabilidad también depende del átomo a través del cual el ligando se une al metal. Por ejemplo, los ligandos que se unen a través de átomos de nitrógeno o oxígeno suelen formar complejos más estables que los que se unen a través de azufre o fósforo con metales de transición temprana.

# data[].attributes.body
Este es un factor crucial en la estabilidad de los complejos. Un ligando quelato (o polidentado) es aquel que puede unirse al ion metálico central a través de dos o más átomos donadores. La formación de un complejo con un ligando quelato se denomina quelación.

🔴Aumento de la estabilidad: Los complejos quelato son significativamente más estables que los complejos formados por ligandos monodentados equivalentes. Esto se debe a un aumento de la entropía. Cuando un ligando quelato reemplaza a varios ligandos monodentados, el número total de partículas en solución aumenta (los ligandos monodentados son liberados), lo que favorece termodinámicamente la formación del complejo quelato (mayor desorden).

Ejemplos: La etilendiamina (en, H2NCH2CH2NH2) es un ligando bidentado que forma anillos de cinco miembros con el metal central, aumentando considerablemente la estabilidad del complejo en comparación con la ammina. El EDTA (ácido etilendiaminotetraacético) es un ligando hexadentado que forma complejos extremadamente estables.

🔵Número de anillos quelato: Generalmente, cuanto mayor sea el número de anillos quelato formados, mayor será la estabilidad del complejo. Los anillos de cinco o seis miembros suelen ser los más estables.