Name: metal ligand bonds in coordination complexes
Uploaded: 2020-09-24T15:06:53.000Z
Duration: 2 min 42 s
Channel: JoVE

تظهر المركبات التناسقية بأشكال هندسية مختلفة،كثمانية السطوح،أو رباعية السطوح،أو مربعة المستوي،وفقًا للمدارات الفلزية المشاركة في الرابطة التساهمية التناسقية. تفسر نظرية رابطة التكافؤ،VBT،هذا الأمر بناء على تهجين الفلز في مدارات s،و p،و d. يُوفر التهجين مدارات شاغرة متعادلة في الطاقة،التي تستطيع التنيسق مع مدارات الربيطة الممتلئة.لنتأمل مركبًا ثماني السطوح مثل هيكسفلوروكوباتي(III)لقد ملأت أيونات الكوبالت 3+جزئيًا مدارات 3d6 ومدارات 4s،و 4p،و 4d الفارغة. لتشكيل المركب،فإنّمدارات الفلز الستة الشاغرة،و هي 4s, 4p, و اثنان 4d،يتم تهجينها إلى ستة مدارات sp³d²،و التي تشير باتجاه رؤوس مجسم ثماني. المدارات المهجنة،تقبل أزواجًا وحيدة من مجموعات الفلوريد الستة،لتشكل مركبًا بارامغناطيسيًا.في الهيكسامينكوبالت(III)تتسبب المجموعات الأمينية بإعادة ترتيب إلكترونات 3d التي في الكوبالت،مما يُسفر عن وجود مداريّ3d شاغرين. يتحد هذان مع مداريّ4s،و 4p لتوليد ستة مدارات d²sp³ مهجنة،والتي تترابط بعد ذلك تناسقيًا مع مجموعات الأمونيا الستة،لتشكيل مركب مغناطيسي معاكس. والآن لنتأمل المركب رباعي السطوح-تتراكلورونيكليت.أيون النيكل 2 له تكوين 3d⁸. يتهجن المداران الشاغران 4s،و 4p لتكوين أربعة مدارات sp³،التي تشير جهة رؤوس المجسم رباعي السطوح. تتمركز هنا أربعة أزواج من الإلكترونات،زوج واحد من كل مجموعة كلوريد،في المدارات المهجنة لتشكيل المركب البارامغناطيسي.أخيرًا،لنتأمل مركبًا مربع-المستوي،مثل تتراكلوروبلاتينيت. أيونات البلاتينيوم 2 لها تكوين 3d8. تُجبر مجموعات الكلوريد إلكترونات مدار 3d التي في الفلز على إعادة ترتيب نفسها،مما ينتج عنه مدارًا شاغرًا.يتحد المدار الشاغر مع مداريّ4s و 4p لتكوين أربعة مدارات dsp² هجينة متجهة نحو رؤوس المربع. عند استقبال أزواج الإلكترونات من ربيطات الكلوريد،يتكون المركب ذو المغناطيسية المعاكسة. رغم أن المركبات التناسقية،تختلف في ألوانها وسلوكها المغناطيسي،إلّا أن نظرية رابطة التكافؤ،لا تفسر أطيافها الإلكترونية،والتفاوت في سلوكها المنغناطيسي مع درجة الحرارة.

نظرية رابطة التكافؤ

Valence Bond Theory

تُظهر مركبات ومجمعات التنسيق ألوانًا وأشكال هندسية وسلوكًا مغناطيسيًا مختلفاً، اعتمادًا على ذرة المعدن/أيون والروابط التي تتكون منها. في محاولة لشرح الترابط وهيكل مركبات التنسيق، اقترح لينوس بولينج نظرية رابطة التكافؤ، أو VBT، باستخدام مفاهيم التهجين والتداخل بين المدارات الذرية. وفقًا لـ VBT، يتم تهجين ذرة المعدن المركزي أو أيون (حمض لويس) لتوفير مدارات فارغة من الطاقة المناسبة. تقبل هذه المدارات أزواج الإلكترونات من مدارات الترابط المملوءة (قواعد لويس) لتكوين روابط رابطة تساهمية معدنية. يحدد نوع التهجين وعدد المدارات الهجينة هندسة المجمع. <table style="margin-left: auto; margin-right: auto;"><tbody><tr><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">الهندسة</td><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> تهجين  </td></tr><tr><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Linear</td><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">sp</td></tr><tr><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">رباعي السطوح</td><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">sp3</td></tr><tr><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> مستو مربع </td><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">dsp2</td></tr><tr><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">ثماني السطوح</td><td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> d2sp3 or sp3d2 </td></tr></tbody></table> في مركب رباعي السطوح، يتم تهجين ثلاثة مدارات p شاغرة ومدار واحد s شاغر على المعدن ليشكل أربعة من sp3 المدارات الهجينة، والتي تتداخل مع مدارات الترابط الممتلئة لتكوين رابطة الإحداثيات التساهمية. وبالمثل، يتم إنشاء ستة مدارات هجينة للمركبات ثمانية السطوح عن طريق خلط المدارات الذرية الشاغرة على أيون المعدن المركزي (d2sp3 أو sp3d2 تهجين). في حالة المركبات الخطية، يتداخل المداران s و p، مما يؤدي إلى تكوين مدارين من sp هجينين. 
 المجمعات المدارية الداخلية والخارجية تؤثر قوة الروابط المقتربة على تهجين المدارات الذرية على أيون المعدن المركزي. ضع في اعتبارك مثال مركب ثماني السطوح مثل [Co(NH3)6]3+. يحتوي أيون Co3+ على ستة إلكترونات في مدارات 3d ويحتوي على 4s و 4p . تجبر روابط NHNH3 الواردة، والتي هي روابط قوية للمجال، الإلكترونات غير المزدوجة 3d على إعادة الترتيب والاقتران مع الإلكترونات ثلاثية الأبعاد الأخرى. يؤدي هذا إلى إنشاء مداريتين شاغرتين d، والتي تتحد مع 4s وثلاثة 4p من المدارات لتكوين ستة مدارات مكافئة d2sp3 هجينة. تتداخل المدارات الست الهجينة مع المدارات الذرية المملوءة لروابط الأمونيا لتشكيل مجمع ثماني السطوح. نظرًا لأن مدارات d (3d) الداخلية على المعدن تشارك في التهجين، [Co(NH3)6]3+ هو مجمع مداري داخلي. بسبب عدم وجود إلكترونات غير مقترنة، يكون المركب ثُنائي مغناطيسي، أو يُسمى معقد الدوران المنخفض. <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_1.png" style="text-align: center; height: 100px;" />      في مجمع ثماني السطوح آخر مثل [Co(F)6]3+، نظرًا لأن ربيطة الفلورايد عبارة عن ربيطة مجال ضعيف، فإن الكترونات المعدن 3d6 لا يتم إعادة ترتيبها. لتوفير مدارات شاغرة للتهجين، يتحد اثنان من المدارات الخارجية الفارغة البالغ عددها 4d مع المدارات 4s وثلاثة مدارات 4p الثلاثة لتشكيل ستة مدارات هجينة شاغرة. نظرًا لاستخدام المدارات d الأبعد، تتم الإشارة إلى التهجين باسم تهجين sp3d2، و يسمى المركب المجمع المداري الخارجي. إن وجود إلكترونات غير مقترنة يجعل المعقد بارامغناطيسيًا، ومن ثم تُعرف هذه المجمعات أيضًا باسم معقدات الدوران العالية. <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" /> تكون المجمعات المدارية عالية الدوران أو الخارجية أكثر تقلبًا وأقل استقرارًا (بسبب الطاقات الأعلى لـ sp3d2 orbitals) مقارنة بالمجمعات ذات الدوران المنخفض أو المجمعات المدارية الداخلية.

تظهر مركبات ومجمعات التنسيق ألوانا وهندسيات وسلوكا مغناطيسيا مختلفا ، اعتمادا على ذرة المعدن / الأيون والروابط التي ...

Education

JoVE Core

Chemistry

الكيمياء

واحد

Transition Metals and Coordination Complexes

الفلزات الانتقالية والمعقدات التناسقية

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

المصطلحات والمفاهيم الأساسية

metal ligand bonds in coordination complexes

Coordination complexes form metal-ligand bonds through valence bond theory. In this model, Linus Pauling explained bonding with hybridization and overlap of atomic orbitals. The central metal atom or ion acts as a Lewis acid. It uses empty orbitals of suitable energy to accept electron pairs from ligands, which act as Lewis bases. These coordinate covalent bonds help explain the color, geometry, and magnetic behavior seen in coordination compounds.

The type of hybridization helps determine the shape of the complex. A linear complex uses sp hybridization. A tetrahedral complex uses sp3 hybridization. A square planar complex uses dsp2 hybridization. Octahedral complexes use either d2sp3 or sp3d2 hybridization. In a tetrahedral complex, three vacant p orbitals and one vacant s orbital on the metal mix to make four sp3 hybrid orbitals. These overlap with filled ligand orbitals to form the bond. In a linear complex, one s orbital and one p orbital overlap to form two sp hybrid orbitals. Octahedral complexes form six hybrid orbitals from the vacant orbitals on the metal ion.

Ligand strength can change which orbitals the metal uses. A strong field ligand can force electrons to pair up, while a weak field ligand may not. The octahedral complex [Co(NH3)6]3+ is a good example. The Co3+ ion has six electrons in the 3d orbitals and vacant 4s and 4p orbitals. The NH3 ligands are strong field ligands, so the unpaired 3d electrons rearrange and pair. This creates two vacant 3d orbitals. These join with one 4s orbital and three 4p orbitals to make six d2sp3 hybrid orbitals. The ammonia ligands then overlap with these orbitals to form the octahedral complex.

Because the inner 3d orbitals take part in hybridization, [Co(NH3)6]3+ is an inner orbital complex. It has no unpaired electrons, so it is diamagnetic. It is also called a low spin complex. A similar octahedral complex, [Co(F)6]3+, behaves differently because fluoride is a weak field ligand. In that case, the 3d6 electrons do not rearrange. Two outer 4d orbitals combine with one 4s and three 4p orbitals to form six sp3d2 hybrid orbitals. Since outer d orbitals are used, this is an outer orbital complex. The unpaired electrons make it paramagnetic, so it is a high spin complex. High spin, or outer orbital, complexes are also more labile and less stable than low spin, inner orbital complexes.

Metal Ligand Bonds in Coordination Complexes

metal-ligand-bonds-in-coordination-complexes

properties of transition metals

Transition Metals in the Periodic Table

Transition metals are the d-block elements and the inner transition metals in the f-block. They are defined by partially filled d orbitals. In the periodic table, the transition elements are in groups 3 through 11, and the inner transition metals appear in the two rows below the main body of the table. The d-block is often grouped into transition series. The first transition series runs from Sc through Cu. The second series runs from Y through Ag. The third series includes La and Hf through...

coordination compounds and nomenclature

How Transition Metal Complexes Are Named

Transition metal complexes are named by following rules for ligands, metal ions, and oxidation state. These compounds form when a central metal ion or atom, often a transition metal or inner transition metal, accepts electron pairs from ligands. A ligand is a Lewis base that can be an atom, molecule, or ion with one or more lone pairs to donate. In these complexes, the bond is a coordinate covalent bond. That means both electrons in the bond come from the donor, such as ammonia, and are...

metal-ligand bonds

Coordination Complexes and Chelation

Coordination complexes form when a metal ion bonds to ligands. These compounds appear in familiar examples such as hemoglobin in blood, chlorophyll in green plants, vitamin B-12, and the catalyst used to make polyethylene. Transition metal ions are especially likely to form these complexes. In a coordination complex, the metal acts as a Lewis acid. The ligand acts as a Lewis base and donates both electrons in the coordinate covalent bond. A ligand can be an atom, molecule, or ion, as long as...

coordination number and geometry

Transition Metal Shapes from Coordination Number

Transition metal complexes are often identified by their coordination number and the shape around the metal ion. The coordination number is the number of donor atoms bonded to the central metal. In many complexes, the most common shapes are octahedral, tetrahedral, and square planar. Coordination number and molecular geometry are linked in a clear pattern. A coordination number of 2 gives a linear shape, as in [Ag(NH3)2]+. A coordination number of 3 gives a trigonal planar shape, as in...

structural isomerism

Linkage and Ionization Isomers

Isomers are different chemical species that share the same chemical formula. In coordination compounds, structural isomerism includes linkage isomers and coordination-sphere isomers. These two forms show how the same atoms can be arranged in different ways around a metal center. Linkage isomers form when a ligand can attach to a transition metal through two different atoms. The cyanide ligand, CN−, can bind through carbon or nitrogen. The thiocyanate ligand, SCN−, can bind through sulfur or...

stereoisomerism

Isomer Shapes in Coordination Complexes

Isomer shapes in coordination complexes can change a compound’s properties even when the chemical formula stays the same. Isomers are different chemical species with the same formula. In transition metal complexes, the atoms stay connected through the same types of bonds, but their arrangement in space can differ. One common form is geometric isomerism. In these complexes, ligands (the ions or molecules attached to the metal) can sit in cis or trans positions. The octahedral [Co(NH3)4Cl2]+ ion...

valence bond theory

Coordination complexes form metal-ligand bonds through valence bond theory. In this model, Linus Pauling explained bonding with hybridization and overlap of atomic orbitals. The central metal atom or ion acts as a Lewis acid. It uses empty orbitals of suitable energy to accept electron pairs from ligands, which act as Lewis bases. These coordinate covalent bonds help explain the color, geometry, and magnetic behavior seen in coordination compounds. The type of hybridization helps determine the...

crystal field theory - octahedral complexes

crystal-field-theory-octahedral-complexes

Octahedral d-Orbital Splitting in Crystal Fields

Crystal field theory explains how ligands affect the d orbitals in transition metal complexes. This electrostatic model helps predict the colors, magnetic behavior, and some structures of coordination compounds. It focuses on the nonbonding electrons on the central metal ion, not on the metal-ligand bonds. In crystal field theory, the metal ion and ligands are treated as very small point charges. Because electrons are negative, electrons donated by the ligands repel the electrons in the...

crystal field theory - tetrahedral and square planar complexes

crystal-field-theory-tetrahedral-and-square-planar-complexes

Crystal Field Splitting in Non-Octahedral Shapes

Crystal field theory also explains d orbital splitting in tetrahedral and square planar complexes. These shapes do not follow the same pattern as an octahedral complex, so the d orbitals respond to ligand placement in different ways. In tetrahedral complexes, the four ligands sit between the axes. None of the d orbitals points directly at the ligands, but the d x2−y2 and d z2 orbitals lie along the Cartesian axes and overlap less with the ligands than the d xy, d xz, and d yz orbitals. The d...

colors and magnetism

Color and Spin in Coordination Complexes

Color in coordination complexes comes from how metal electrons absorb light. When atoms or molecules absorb light at the right frequency, electrons move to higher-energy orbitals. For many main-group atoms and molecules, the absorbed light is ultraviolet and cannot be seen. In coordination compounds, the energy gap between d orbitals often matches visible light, so the compound can absorb and emit colors that the human eye detects. Small changes in orbital energy can cause large shifts in the...

key terms and concepts

Learn how valence bond theory explains metal-ligand bonding, hybridization, complex shape, and the difference between inner and outer orbital complexes.

Metal Ligand Bonds in Coordination Complexes | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Metal Ligand Bonds in Coordination Complexes

Description

Transcript

Tags