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

Los complejos de coordinación exhiben diferentes geometrías como octaédrica, tetraédrica y cuadrada plana, dependiendo de los orbitales metálicos que participan en los enlaces covalentes coordinados. La teoría del enlace de valencia, o VBT, explica esto basándose en la hibridación del metal de los orbitales s, p y d. La hibridación proporciona orbitales vacíos de energías equivalentes que pueden coordinarse con los orbitales del ligando llenos.Considere un complejo octaédrico, el hexafluorocobaltato El ion Co³⁺tiene orbitales 3d⁶ parcialmente llenos y orbitales 4s, 4p y 4d vacíos. Para formar el complejo, los seis orbitales vacíos del metal, 4s, 4p y dos 4d, se hibridan con seis orbitales sp³d², que apuntan hacia las esquinas de un octaedro. Los orbitales híbridos aceptan pares solitarios de los seis grupos fluoruro para formar el complejo paramagnético.En el hexamminecobalto los grupos amino hacen que los electrones 3d del cobalto se reordenen, creando dos orbitales 3d vacíos. Estos se combinan con los orbitales 4s y 4p para generar seis orbitales híbridos d²sp³, que luego se unen coordinadamente a los seis grupos amoniaco para formar el complejo diamagnético. Ahora, considere un complejo tetraédrico:tetraclorónico quelato.El ion Ni²⁺tiene una configuración 3d⁸. Los orbitales vacíos 4s y 4p se hibridan para dar cuatro orbitales sp³ que apuntan hacia las esquinas de un tetraedro. Aquí, cuatro pares de electrones, uno de cada grupo de cloruro, ocupan los orbitales híbridos para formar el complejo paramagnético.Por último, examine un complejo plano cuadrado como el tetracloroplatinato. El ion Pt²⁺tiene una configuración d⁸. Los grupos de cloruro obligan a los electrones 3d del metal a reorganizarse, creando un orbital vacío.El orbital vacante se combina con los orbitales 4s y dos 4p para dar cuatro orbitales híbridos dsp² dirigidos hacia las esquinas de un cuadrado. Al aceptar los pares de electrones de los ligandos cloruro, se forma el complejo diamagnético. Aunque los complejos de coordinación varían en sus colores y comportamiento magnético, el VBT no explica sus espectros electrónicos y la variación de su comportamiento magnético con la temperatura.

teoría del enlace de valencia

Valence Bond Theory

Los compuestos y complejos de coordinación presentan diferentes colores, geometrías y comportamiento magnéticos, dependiendo del átomo/ion metálico y de los ligandos de los que se componen. En un intento de explicar el enlace y la estructura de los complejos de coordinación, Linus Pauling propuso la teoría del enlace de valencia, o TEV, utilizando los conceptos de hibridación y superposición de los orbitales atómicos. De acuerdo con la TEV, el átomo o ión central de metal (ácido de Lewis) se hibrida para proporcionar orbitales vacíos de energía adecuada. Estos orbitales aceptan pares de electrones de los orbitales de los ligandos llenos (bases de Lewis) para formar enlaces covalentes de metal-ligando. El tipo de hibridación y el número de orbitales híbridos determinan la geometría del complejo.
 <table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
 <tbody>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Geometría</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> Hibridación   </td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Lineal</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">p</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Tetraédrico</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;"> Plano cuadrado  </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;">Octaédrico</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> d2sp3 o sp3d2 </td>
 </tr>
 </tbody>
 </table>
 En un complejo tetraédrico, tres orbitales p vacantes y un orbital s vacante en el metal se hibridan para formar cuatro orbitales híbridos sp3, que se solapan con los orbitales de los ligandos llenos para formar el enlace covalente de coordinación. Del mismo modo, se crean seis orbitales híbridos para los complejos octaédricos mezclando los orbitales atómicos vacíos en el ion central de metal (hibridación d2sp3 sp3d2). En el caso de complejos lineales, los orbitales uno s y uno p se superponen, lo que lleva a la formación de dos orbitales híbridos sp.
 Complejos orbitales internos y externos
 La fuerza de los ligandos que se aproximan influye en la hibridación de los orbitales atómicos en el ión metálico central. Considere el ejemplo de un complejo octaédrico como [Co(NH3)6]3+. El ion CO3+ contiene seis electrones en los orbitales 3d y tiene los orbitales 4s y 4p vacíos. Los ligandos NH3 entrantes, que son ligandos de campo fuerte, obligan a los electrones 3d no apareados a reorganizarse y aparearse con los otros electrones 3d. Esto crea dos orbitales 3d vacíos, que se combinan con un orbital 4s y tres orbitales 4p para formar seis orbitales híbridos d2sp3 equivalentes. Los seis orbitales híbridos se superponen con los orbitales atómicos llenos de los ligandos de amoníaco para formar el complejo octaédrico. Dado que los orbitales d (3d) internos del metal participan en la hibridación, [Co(NH3)6]3+ es un complejo orbital interno. Debido a la ausencia de electrones no apareados, el complejo es diamagnético, o llamado complejo de giro bajo.
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_1.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
      En otro complejo octaédrico como [Co(F)6]3+, ya que el ligando de fluoruro es un ligando de campo débil, los electrones 3d6 del metal no se reorganizan. Para proporcionar orbitales vacantes para la hibridación, dos de los orbitales 4d vacíos más externos se combinan con los orbitales 4s y 4p para formar seis orbitales híbridos vacantes. Dado que se utilizan los orbitales d más externos, la hibridación se denomina hibridación sp3d2, y el complejo se denomina complejo orbital externo. La presencia de electrones no apareados hace paramagnético el complejo, y por lo tanto estos complejos también son conocidos como complejos de giro alto.
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 Los complejos orbitales externos o de giro alto son más lábiles y menos estables (debido a las mayores energías de los orbitales sp3d2) en comparación con los complejos orbitales internos o de giro bajo.

Teoría del Enlace de Valencia

Los compuestos y complejos de coordinación exhiben diferentes colores, geometrías y comportamiento magnético, dependiendo del átomo/ion metálico y los ligandos de los que ...

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Transition Metals and Coordination Complexes

Metales de transición y complejos de coordinación

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TÉRMINOS Y CONCEPTOS CLAVE

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

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Metal Ligand Bonds in Coordination Complexes

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