Name: color and spin in coordination complexes
Uploaded: 2020-09-24T15:06:53.000Z
Duration: 3 min 2 s
Channel: JoVE

تُظهر معقّدات الفلزات الانتقالية مجموعة ألوان مختلفة،تُعزى إلى امتصاص هذه المركبات موجات من الضوء المرئي بأطوال معينة. يتم امتصاص الضوء عندما تتوفر الطاقة اللازمة لإثارة إلكترون من مستوى طاقة متدني إلى مستوى أعلى. بالتالي،فإن معقّدات الفلزات الانتقالية عمومًا،تمتص الضوء بما يعادل طاقة تقسيم المجال البلوري،أو دلتا،للمركب،الموجودة عادة في مجال الضوء المنظور.على سبيل المثال،هيكسافلوروكابلتيت(III)يمتص الضوء الأحمر بشدة لكنه،يمتص الضوء الأخضر بنسبة ضئيلة،مما يجعله يظهر باللون الأخضر،هيكساأمينوكوبالتيت(III)الذي يمتاز بدلتا أعلى،يمتص بشدة الضوء الأزرق ذو الطاقة العالية،لكنه يمتص الضوء الأصفر بنسبة ضئيلة. وبالتالي يظهر هيكساأمينوكوبالتيت(III)باللون الأصفر. لا تقتصر تاثيرات تدني قيمة دلتا في هيكسافلوروكوبالتيت(III)على تحديد لونه.عندما تكون قيمة دلتا متدنية بما يكفي،كما في هيكسافلوروكوبالتيت(III)تتمركز الإلكترونات منفردة في المدارات ذوات الطاقة المرتفعة،قبل أن تشكل أزواجًا في المدارات ذوات الطاقة المتدنية. قيمة دلتا هنا أصغر،مقارنة بطاقة الدوران-المغزلي-و هي طاقة التنافر الكهروسكوني بين الإلكترونات في المدار ذاته. وعليه،يكون عمليًا أكثر،من حيث الطاقة،أن تتغلب الإلكترونات على دلتا،وتحتل مدارات ذات طاقة مرتفعة،من أن تتغلب على طاقة الدوران المغزلي،لتشكل أزواجًا في المدارات ذات الطاقة المتدنية.وعلى العكس،تكون قيمة دلتا في هيكساأمينوكوبالتيت(III)أعلى من طاقة الدوران المغزلي. بالتالي،تشكل الإلكترونات أزواجًا في المدارات ذات الطاقة المتدنية،تاركة المدارات ذات الطاقة المرتفعة شاغرة،كما هو مُتوقع من قاعدة هوند. من تبعات هذا الاختلاف في توزيع الإلكترونات،بينما يحتوي أيون الكوبالت Co(III)على أربعة إلكترونات في هيكسافلوروكوبالتيت(III)فإنه يحتوي على صفر من الإلكترونات غير المقترنة في هيكساأمينوكوبالت(III)ونتيجة لذلك،يُصنف المركب الأول على أنه مركب دوران عالي،ويُصنف الآخر على أنه مركب دوران منخفض.بشكل عام،تؤدي الربيطات ضعيفة المجال،التي ترتبط بقيم متدنية لدلتا،إلى تكوين معقّدات الدوران العالي،فيما تؤدي الربيطات قوية المجال،التي تمتاز بقيم مرتفعة لدلتا،إلى تكوين معقّدات الدوران المنخفض. معقّدات الدوران العالي والمنخفض،قد تُظهر خصائص مغناطيسية مختلفة جدًا. على سبيل المثال،معقّد الدوران العالي هيكسافلوروكوبالتيت(III)يجذبه المغناطيس بسبب إلكتروناته غير المقترنة في أزواج ويُسمى بارامغناطيسي.بينما معقّد الدوران المنخفض هيكساأمينوكوبالت(III)يتنافر مع المغناطيس،ويُصنّف بأنه ذو مغناطيسية معاكسة.

الألوان والمغناطيسية

اللون في مركبات التنسيق عندما تمتص الذرات أو الجزيئات الضوء بالتردد المناسب، تُثار إلكتروناتها في مدارات ذات طاقة أعلى. بالنسبة للعديد من الذرات والجزيئات الرئيسية، تكون الفوتونات الممتصة في نطاق الأشعة فوق البنفسجية من الطيف الكهرومغناطيسي، والذي لا يمكن اكتشافه بالعين البشرية. بالنسبة لمركبات التنسيق، فإن فرق الطاقة بين المدارات d غالباً ما يسمح بامتصاص وانبعاث الفوتونات في النطاق المرئي، والذي تراه العين البشرية على أنه ألوان. <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;" />الشكل 1. الطيف الكهرومغناطيسي للضوء المرئي والامتصاص. يمكن أن تؤدي التغييرات الصغيرة في الطاقات النسبية للمدارات التي تنتقل الإلكترونات بينها إلى تحولات جذرية في لون الضوء الممتص. لذلك فإن ألوان مركبات التنسيق تعتمد على العديد من العوامل مثل: •  يمكن أن يكون للأيونات المعدنية المائية المختلفة ألوان مختلفة. •  حالات الأكسدة المختلفة لمعدن واحد يمكن أن تنتج ألواناً مختلفة. •   تؤثر ربيطات تنسيقية محدّدة مع المركز المعدني على لون مركبات التنسيق. على سبيل المثال، يظهر مركب الحديد (II) [Fe(H2O)6]SO4 باللون الأزرق المخضر لأن الدوران العالي للمركب يمتص الفوتونات في الأطوال الموجية الحمراء. في المقابل، يظهر مركب الحديد (II) منخفض الدوران K4[Fe(CN)6] لوناً أصفر شاحب لأنه يمتص فوتونات بنفسجية عالية الطاقة. بشكل عام، تسبب ربيطات المجال القوي انقساماً كبيراً في مدارات d لذرة المعدن المركزية (كبير Δ). تكون مركبات تنسيق المعادن الانتقالية مع هذه الروابط صفراء أو برتقالية أو حمراء لأنها تمتص طاقة أعلى من الضوء البنفسجي أو الأزرق. من ناحية أخرى، غالباً ما تكون مركبات التنسيق للمعادن الانتقالية ذات ربيطات المجال الضعيف هي الأزرق والأخضر أو الأزرق أو النيلي لأنها تمتص الضوء الأصفر أو البرتقالي أو الأحمر ذي الطاقة المنخفضة. يتم وضع قوة الربيطات لتقسيم مدارات d في السلسلة الطيفية. هنا تتم كتابة الربيطات في القيمة المتزايدة لطاقة تقسيم المجال البلوري (Δ).<img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />الشكل 2. سلسلة الطيف الكيميائي. على سبيل المثال، يحتوي مركب التنسيق لأيون Cu+ ion على تكوين d10 وجميع مدارات eg تكون مملوءة. لإثارة إلكترون إلى مستوى أعلى، مثل المدار 4p، يلزم وجود فوتونات ذات طاقة عالية جداً. تتوافق هذه الطاقة مع أطوال موجية قصيرة جداً في منطقة الأشعة فوق البنفسجية من الطيف. لا يتم امتصاص الضوء المرئي، لذلك لا ترى العين أي تغيير، ويظهر المركب أبيض أو عديم اللون. المحلول الذي يحتوي على [Cu(CN)2]−، على سبيل المثال، يكون عديم اللون. من ناحية أخرى، فإن مجمعات ثماني السطوح Cu2+ بها مكان شاغر في مدارات eg، ويمكن أن تثار الإلكترونات هذا المستوى. يتوافق الطول الموجي (الطاقة) للضوء الممتص مع الجزء المرئي من الطيف، وتكون مجمعات Cu2+ دائماً ملونة تقريباً— بالأزرق، البنفسجي، الأزرق المخضر أو الأصفر. 
 المغناطيسية في مجمعات التنسيق يدعم الدليل التجريبي للقياسات المغناطيسية نظرية المجمعات عالية ومنخفضة الدوران. الجزيئات مثل O2 التي تحتوي على إلكترونات غير مقترنة هي جزيئات مغناطيسية. المواد البارامغنطيسية تنجذب إلى المجالات المغناطيسية. تحتوي العديد من المجمعات المعدنية الانتقالية على إلكترونات غير متزاوجة، وبالتالي فهي ذات مغناطيسية متوازية. جزيئات مثل N2 وأيونات مثل Na+ و [Fe(CN)6]4− التي لا تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة تكون مغناطيسية. المواد ذات النفاذية المغناطيسية تميل بشكل طفيف إلى أن تصدها المجالات المغناطيسية. <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />الشكل 3. المخططات المدارية للمجمعات ثمانية السطوح في حالة الدوران العالية والمنخفضة لأنظمةـ d4, d5, d6, و d7. لا يمكن إجراء هذا التمييز لأنظمة d1, d2, d3, d5, d8,d9 و d10 . عند عدم ازدواج إلكترون في ذرة أو أيون، فإن العزم المغناطيسي الناتج عن دورانه يجعل الذرة أو الأيون كلها متوازنة. حجم العزم المغناطيسي لنظام يحتوي على إلكترونات غير مقترنة يرتبط ارتباطاً مباشراً بعدد هذه الإلكترونات: كلما زاد عدد الإلكترونات غير المزدوجة، زاد العزم المغناطيسي. لذلك، يتم استخدام العزم المغناطيسي الملحوظ لتحديد عدد الإلكترونات غير المزدوجة الموجودة. يؤكد العزم المغناطيسي المقاس للدوران المنخفض لـ d6 [Fe(CN)6]4− بأن الحديد ثنائي مغناطيسي، في حين أن الدوران العالي لـ d6 [Fe(H2O)6]2+ لأربعة إلكترونات غير مقترنة بعزم مغناطيسي يؤكد هذا الترتيب (الشكل 2). هذا النص مقتبس من <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds">Openstax, Chemistry 2e, Section19.3: Spectroscopic and Magnetic Properties of Coordination Compounds.</a>

اللون في مجمعات التنسيق
عندما تمتص الذرات أو الجزيئات الضوء بالتردد المناسب ، تكون إلكتروناتها متحمسة للمدارات ذات الطاقة الأعلى. من أجل...

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

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 color that is absorbed. That is why coordination compounds can change color depending on the metal ion in water, the oxidation state of the metal, and the ligands attached to the metal center. Ligands are molecules or ions that bind to the metal. The iron(II) complex [Fe(H2O)6]SO4 is blue-green because the high-spin complex absorbs red light. The low-spin iron(II) complex K4[Fe(CN)6] is pale yellow because it absorbs higher-energy violet light.

Ligand strength also affects color through crystal field splitting, the size of the energy gap between d orbitals. Strong-field ligands create a large split, and these transition metal complexes often look yellow, orange, or red because they absorb violet or blue light. Weak-field ligands create a smaller split, and these complexes often look blue-green, blue, or indigo because they absorb yellow, orange, or red light. The spectrochemical series lists ligands in order of increasing crystal field splitting energy.

Some coordination compounds do not absorb visible light at all. A Cu+ complex has a d10 electron configuration, and the eg orbitals are filled. To move an electron to a higher level such as a 4p orbital, the compound would need very high-energy ultraviolet light. Since no visible light is absorbed, the compound appears white or colorless. A solution of [Cu(CN)2]- is one example. In contrast, octahedral Cu2+ complexes have a vacancy in the eg orbitals, so electrons can be excited there. These complexes are usually colored, often blue, blue-green, violet, or yellow.

Magnetism gives another way to study coordination complexes. Molecules such as O2 with unpaired electrons are paramagnetic, which means they are attracted to magnetic fields. Many transition metal complexes are also paramagnetic because they contain unpaired electrons. Molecules such as N2 and ions such as Na+ and [Fe(CN)6]4- have no unpaired electrons, so they are diamagnetic and show a slight repulsion by magnetic fields.

Magnetic measurements can support the idea of high-spin and low-spin complexes. This comparison is useful for d4, d5, d6, and d7 octahedral systems, but not for d1, d2, d3, d5, d8, d9, and d10 systems. When an electron is unpaired, its spin creates a magnetic moment, and the size of that moment depends on how many unpaired electrons are present. The measured magnetic moment can therefore help determine electron pairing. For example, low-spin d6 [Fe(CN)6]4- is diamagnetic, while high-spin d6 [Fe(H2O)6]2+ has four unpaired electrons and a magnetic moment that matches that arrangement.

Color and Spin 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

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...

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 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 coordination complexes get their colors, why ligands change light absorption, and how magnetic measurements reveal unpaired electrons in transition metal complexes.

Color and Spin 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.

Color and Spin in Coordination Complexes

Description

Transcript