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Alfred Werner: Nacimiento: 12 de diciembre de 1866 Mulhouse, Alsacia, Alemania (hoy en Francia)

Fallecimiento: 15 de noviembre de 1919, 52 años

Suiza, Zúrich

Residencia: Suiza Instituciones: Universidad de Zúrich Supervisor doctoral: Arthur Rudolf Hantzsch, Marcellin Berthelot Premios destacados: Premio Nobel de Química (1913)

Biografía: Alfred Werner fue un químico suizo, profesor de la universidad de Zúrich y ganador del Premio Nobel de Química por proponer la configuración en octaedro de los complejos de transición metálica. Fue el primer químico inorgánico en ganar el Premio Nobel, de hecho el único antes de 1973. 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 con tan sólo 18 años. Algunos hechos destacables en su vida: 1885-1886: acudió a las lecciones de Engler en la Escuela Técnica de Karlsruhe, a la vez que realizaba su servicio militar en la misma ciudad. 1886: asistió a cursos en la Escuela Politécnica de Zürich 1889: obtuvo el diploma en química técnica. Comenzó a trabajar como profesor ayudante en el laboratorio de Lunge e inició su colaboración investigadora con el profesor Hantzsch, quien le había influenciado de forma notable durante sus años de estudio. 1890: se doctoró por la Universidad de Zürich con una tesis sobre la disposición espacial de los átomos en moléculas conteniendo nitrógeno. 1890-1891: siguió trabajando en este tema y también trabajó en París con el Profesor Berthelot en el Collège de . 1892: volvió como profesor al Politécnico de Zürich 1893: fue nombrado profesor asociado de la Universidad de Zürich, donde sucedió a Victor Merz en la impartición de los cursos de química orgánica. 1894: se casó con Emma Giesker 1895: con tan sólo 29 años fue nombrado catedrático de química de la universidad. A partir de 1902 impartió clases de química inorgánica 1913: fue galardonado con el Premio Nobel de Química en reconocimiento a su trabajo sobre el acoplamiento de átomos en las moléculas por las cuales ha abierto nuevas puertas en investigaciones anteriores y ha abierto nuevos campos de investigación especialmente en química inorgánica.

Investigación científica: En 1893 Werner estableció su teoría de la coordinación. Su genialidad consistió fundamentalmente en considerar que había más de una valencia, o atomicidad, que podía exhibir simultáneamente un átomo. Para apreciar la perspicacia de Werner hay que tener en cuenta que el electrón, base de todas las modernas teorías de enlace, no se conocía en su época. La primera parte de su teoría de la coordinación puede resumirse en los siguientes tres postulados: 1. La mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de valencia: - La valencia primaria o ionizable, hoy conocida como número de oxidación: sólo puede satisfacerse por iones negativos. - La valencia secundaria o no ionizable, correspondiente al número de coordinación: puede satisfacerse tanto por medio de aniones como de moléculas neutras. 2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como su valencia secundaria. 3. La valencia secundaria o número de coordinación, está dirigida hacia posiciones definidas en el espacio, según una disposición geométrica que minimiza las fuerzas de repulsión de las nubes de electrones. Por su parte, la valencia primaria es adireccional. Estos tres postulados daban una explicación satisfactoria a las preguntas que se venían haciendo los químicos respecto a los complejos. Gran parte del trabajo experimental consistirá en la síntesis y purificación de miles y miles de complejos. Otra parte será la medición de sus propiedades y la determinación de la reactividad de dichos complejos. En 1798, Tassaert, obtuvo cristales amarillos de un compuesto de fórmula CoCl3·6NH3 a partir de una mezcla de CoCl3 y NH3(ac). Lo que pareció inusual fue que los dos compuestos, CoCl3 y NH3, son estables, capaces de existir independientemente y aún así se combinan entre ellos para formar otro compuesto estable. En 1851, se descubrió otro compuesto de coordinación de CoCl3 y NH3, de fórmula CoCl3·5NH3 que formaba cristales morados. El misterio de los compuestos de coordinación aumentaba a medida que se estudiaban y descubrían más:

Complejo CoCl3·6NH3 CoCl3·5NH3 CoCl3·4NH3 CoCl3·4NH3

Color Amarillo Púrpura Verde Violeta

Nombre Luteo Purpureo Praseo Violeo

Se observó que al tratar el primer compuesto con AgNo3(ac), formaba tres moles de AgCl(s), como era de esperar, pero el compuesto segundo formaba sólo dos moles de AgCl(s). CoCl3・6NH3 + Ag+(exceso) ↔ 3AgCl(s) CoCl3・5NH3 + Ag+(exceso) ↔ 2AgCl(s) CoCl3・4NH3 + Ag+(exceso) ↔ 1AgCl(s)

La química de coordinación inorgánica fue un campo de investigación punta en la última mitad del siglo XIX y todas las piezas encajaron con la teoría de Werner. Esta teoría explicaba las reacciones de los compuestos anteriores con AgNO3(ac) considerando que en disolución acuosa estos dos compuestos se ionizan de la siguiente manera: (a) [Co(NH3)6]Cl3(s) → [Co(NH3)6]3+(ac) + 3 Cl-(ac) (b) [Co(NH3)5]Cl2(s) → [Co(NH3)5]2+(ac) + 2 Cl-(ac)

Así el compuesto (a) produce tres moles de Cl- por mol de compuesto necesario para precipitar tres moles de AgCl(s) mientras que el compuesto (b) produce solamente dos moles de Cl-. Por tanto, en los compuestos de coordinación: CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3, CoCl3.3NH3, la valencia primaria o estado de oxidación del Co en todos los casos es 3+, y la valencia secundaria o número de coordinación de este ion es 6. El estado de oxidación 3+ del Co está compensado, como se ve claramente en todos los casos, por 3 iones cloruro. En el primer ejemplo todos los cloruros son iónicos y no forman parte del catión complejo [Co(NH3)6]3+; el número de coordinación 6 está satisfecho por 6 grupos NH3. En el segundo ejemplo, el número de coordinación está satisfecho por 5 NH3 y 1 Cl-, [CoCl(NH3)5]2+ y únicamente dos cloruros son iónicos. En el tercer caso, 4 NH3 y 2 Cl- satisfacen el número de coordinación [CoCl2(NH3)4]+ y en el último caso lo satisfacen 3 NH3 y 3 Cl-, [CoCl3(NH3)3]. Para proponer este esquema de ionización, Werner se basó en amplios estudios sobre la conductividad eléctrica de los compuestos de coordinación.

Fórmula empírica CaCl2 CoCl3·5NH3 LaCl3 CoCl3·6NH3

Conductividad Electrolitos 1:2 260 261 Electrolitos 1:3 393 431

Formulación de Werner [CoCl(NH3)5]Cl2 [Co(NH3)6]Cl3

El compuesto [Co(NH3)6]Cl3 es mejor conductor que el compuesto [CoCl(NH3)5]Cl2 ya que produce cuatro iones por fórmula unidad comparados con tres iones que produce el segundo compuesto. El CoCl3·4NH3 es todavía peor conductor y le correspondería la fórmula [CoCl2(NH3)4]Cl. El compuesto CoCl3·3NH3 no es un electrolito y le correspondería la fórmula [CoCl3(NH3)3]. El número de coordinación puede considerarse como el número de sitios del alrededor inmediato del Co3+ que debe estar siempre ocupado; así, cuando sale una molécula de amoníaco de uno de estos puestos inmediatos, el mismo es ocupado por algún elemento del medio cercano, bien sea un ion, en este caso Cl-, o una molécula de solvente. Los grupos que satisfacen el número de coordinación del ion metálico están directamente unidos a éste y constituyen la entidad de coordinación del metal. Los grupos que forman parte de la entidad de coordinación no se disocian en solución y por lo tanto no se comportan como iones. Por otra parte, Werner dedujo que la estructura de las entidades de coordinación con número de Coordinación 6 debería ser octaédrica. Para llegar a esta conclusión siguió un método que consistió en suponer que los compuestos con este número de coordinación son simétricos regulares y por lo tanto deberían tener una estructura hexagonal planar, de prisma trigonal u octaédrica.

El análisis del número de isómeros teóricos posibles y la comparación con el número de isómeros sintetizados para composiciones del tipo [MA2B4] y [MA3B3] lo llevó a concluir que la estructura debía ser octaédrica.

Fórmula [MA3B3] [MA2B4] [MA1B5]

Observada 2 2 1

Hexagonal 3 3 1

Prisma trigonal 3 3 1

Octaédrica 2 2 1

Esta propuesta fue contundentemente ratificada por el mismo Werner, al determinar que complejos con ligandos didentados (AA) eran ópticamente activos. Werner afirmaba que la presencia de isomería óptica para complejos del tipo [M(AA)3] era evidencia de la estructura octaédrica debida a la disimetría de la molécula; algunos químicos orgánicos le rebatieron su hipótesis aduciendo que la actividad óptica se debía a la presencia de átomos de carbono en la estructura y que esta propiedad era exclusivamente debida al carbono. Esta controversia llevó a Werner y su grupo en 1914 a sintetizar el más extraordinario complejo de la época [Co(Co(NH3)4)3(OH)6], el cual no contenía carbono en su estructura. Éste presentó, como hoy es obvio, isomería óptica, consolidando la teoría de la coordinación, y además mostrando que esta isomería es una función de la simetría de las moléculas en general y no específica sólo de un átomo. Esta conclusión constituye un argumento más para considerar la química como una sola, con normas generales, y derrumbar murallas impuestas artificialmente entre la química orgánica y la inorgánica. Su producción científica quedó plasmada en innumerables artículos (más de 50 individuales) y en los libros: - Neuere Anschauungen auf dem Gebiete der anorganischen Chemie (Nuevas Ideas en Química Inorgánica) (1904) - Lehrbuch der Stereochemie (Tratado de estereoquímica) (1904) - Ueber die Konstitution und Konfiguration von Verbindungen höherer Ordnung (1914)

Bibliografía: Conceptos y modelos de Química Inorgánica; B.E. Douglas, D.H. McDaniel, J.J. Alexander; editorial Reverté. http://www.biografiasyvidas.com/biografia/w/wernwe_alfred.htm http://al-quimicos.blogspot.com/2009/03/complejos-de-co-de-alfred-werner.html