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MODELO DE WERNER.
Los complejos de coordinación forman una clase muy amplia e importante de sustancias químicas. Si se menciona un ejemplo muy conocido se puede mencionar Al(H2O)63+. De hecho todos los iones en solución acuosa están coordinados a moléculas de agua y forman parte de este grupo de sustancias. El proceso de hidratación es un ejemplo de una reacción de coordinación.

En adición a las reacciones entre iones y moléculas neutras polares, el enlace de cationes con grupos de aniones conduce a la formación de complejos de coordinación, por ejemplo el ion ferroso se combina con iones cianuro (CN-) para formar el complejo hexaciano ferrato, Fe(CN)64-. Este complejo es tan estable, que cuando se encuentra en solución hay poca evidencia de que existan iones ferroso o cianuro libres.

La teoría de coordinación de Werner es muy sencilla y se puede expresar mediante los siguientes postulados:

1.- Para un ion existen dos tipos de valencias:

Valencias primarias o ionizables
Valencias secundarias o no ionizables

2.- El número de valencias secundarias para un ion es constante, por ejemplo:

seis para Pt4+, Co3+, Ti3+, Fe3+;
cuatro para Pd2+, Pt2+, Cu2+, Ni2+;
dos para Cu+, Ag+ y Hg2+.

3.- Las valencias secundarias deben satisfacerse por los aniones o moléculas neutras que tienen pares electrónicos libres (p. ej. haluros, cianuro, aminas, amoniaco, agua, etc.)

4.- En un compuesto las valencias secundarias deben satisfacerse totalmente. Una vez satisfechas éstas, se satisfacen las valencias primarias por aniones en caso de que el complejo formado sea catiónico, o por cationes si éste fuera aniónico.

5.- Las valencias secundarias están fijas en el espacio y poseen un arreglo geométrico definido, aún en solución. Así las cuatro valencias secundarias del níquel son tetraédricas, del cobre(II) son planas y las seis del cobalto(III) o del cromo(III) son octaédricas.


LOS METALES DE TRANSICIÓN Y LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.


RADIOS METÁLICOS

Los radios de los metales de transición disminuyen conforme aumenta el número atómico aumenta en un periodo, el mínimo se encuentra en los elementos del Grupo VIII. Este resultado se explica claramente dado que al aumentar el número de electrones d hay una contracción de los orbitales del core y de los orbitales d; sin embargo cuando se ocupan los orbitales de antienlace se aprecia un aumento de la distancia M-M. El aumento en tamaño al pasar del 5o. al 6o. periodo es menor que el aumento entre el 4o. y el 5o. y se debe a la "contracción lantánida".


POTENCIALES DE IONIZACIÓN

Se presenta la variación de las tres primeras energías de ionización para los elementos de transición.

a) En los tres periodos se observa un aumento general debido al aumento de carga nuclear efectiva en un periodo.

b) Para los iones M2+ se observa una discontinuidad en d6.

Los elementos de transición que se encuentran en la parte izquierda de la tabla tienen menores potenciales de ionización por lo que su estado de oxidación corresponderá al número del grupo, los del lado derecho formarán iones 2+. La segunda energía de ionización es tan pequeña que la química de iones M2+ es más común.


NÚMERO ATÓMICO EFECTIVO.

Los gases nobles son muy poco reactivos. Los compuestos que mediante la compartición de pares de electrones adquieren configuración de gas noble tienden a ser muy estables.

El Prof. Sidgwick (Oxford) postuló que el metal central debería estar rodeado por un número suficiente de ligantes de forma que el número total de electrones alrededor de él fuera el mismo que el del gas noble siguiente. El número de electrones que rodea al metal central se conoce como número atómico efectivo (NAE).

Ejemplo: [Co(NH3)6]3+

Co número atómico efectivo 27 (27 electrones)
Co(III) 27-3 = 24 electrones
6(NH3) 2 x 6 = 12 electrones
NAE de Co(III) en [Co(NH3)6]3+ = 24+12 = 36 electrones

En forma semejante, los valores de NAE para otros complejos metálicos igualan los números atómicos de los gases nobles.

Existen sin embargo, muchas excepciones a esta regla, por ejemplo: [Ag(NH3)2]+ y [Ni(en)3]2+ con NAE's de 50 y 38.

Los carbonilos metálicos y sus derivados generalmente cumplen esta regla. Es posible predecir con precisión números de coordinación de los carbonilos simples y también si existen como monómeros. Por ejemplo el Número atómico efectivo (NAE) para los complejos tetracarbonilniquel(0), pentacarbonilhierro(0) es 36.

Ejemplo, el carbonilo de manganeso tiene la fórmula:

(CO)5Mn-Mn(CO)5

Electrones de cada Mn = 25
Electrones de 5(CO) = 10
Electrones del enlace Mn-Mn = 01

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