Name: octahedral d-orbital splitting in crystal fields
Uploaded: 2020-09-24T15:06:53.000Z
Duration: 2 min 58 s
Channel: JoVE

La teoría del campo cristalino describe la estructura electrónica de los complejos de metales de transición basada en interacciones electrostáticas entre iones de metales de transición y moléculas de ligando. Se ha utilizado para explicar ciertas propiedades de los complejos de metales de transición como el magnetismo y el color. Las interacciones electrostáticas entre las moléculas de ligando y el ion metálico en un complejo de metal de transición se modelan aproximando los ligandos como cargas puntuales negativas y calculando el campo electrostático neto, o campo cristalino, debido a estas cargas.La estructura electrónica del complejo de metal de transición se puede describir examinando el efecto del campo cristalino sobre las energías de los orbitales de valencia del ion del metal de transición. Por ejemplo, al modelar el complejo octaédrico hexaamminecobalto cada ligando amina se reemplaza por una carga puntual negativa, lo que da como resultado un campo cristalino octaédrico. Bajo la influencia de este campo, las energías de los cinco orbitales d del ion cobalto o Co ya no son las mismas.Aquí, los orbitales dx² y² y dz² tienen mayor energía que los orbitales dxy, dyz y dxz. Esto se atribuye a la orientación de los orbitales d. Los lóbulos de los orbitales dx² y² y dz² apuntan directamente hacia los ligandos, por lo tanto, los electrones en estos orbitales experimentan una repulsión más fuerte de las cargas del ligando.Los orbitales de mayor energía tienen una simetría e_g, y se conocen como el conjunto de orbitales e_g, mientras que los orbitales de menor energía tienen una simetría t_2g y constituyen el conjunto de orbitales t_2g. La diferencia de energía entre los dos conjuntos se conoce como energía de división del campo cristalino, representada por el símbolo Δoct. La magnitud de Δoct depende de la interacción electrostática neta entre el ion metálico y las moléculas de ligando.Algunos ligandos, como el carbonilo, crean un campo cristalino fuerte, lo que da como resultado un gran valor de Δoct. Estos ligandos se denominan ligandos de campo fuerte. Por el contrario, los ligandos como el yoduro exhiben valores pequeños de Δoct y se conocen como ligandos de campo débil.La capacidad de los ligandos para provocar valores crecientes de Δoct se enumera en la serie espectroquímica. El aumento de la carga en el ion metálico también aumenta la interacción electrostática neta dentro del complejo, lo que da como resultado un valor más alto de Δoct.

teoría del campo cristalino - complejos octaédricos

Crystal Field Theory - Octahedral Complexes

<h3>Teoría del Campo Cristalino</h3>
 Para explicar el comportamiento observado de los complejos metálicos de transición (como los colores), se ha desarrollado un modelo que involucra interacciones electrostáticas entre los electrones de los ligandos y los electrones en los orbitales d no hibridados del átomo metálico central. Este modelo electrostático es la teoría del campo cristalino (TCC). Esta ayuda a entender, interpretar y predecir los colores, el comportamiento magnético y algunas estructuras de los compuestos de coordinación de los metales de transición.
 La TCC se enfoca en los electrones no enlazantes en el ion central de metal en los complejos de coordinación, no en los enlaces metal-ligando. Al igual que la teoría del enlace de valencia, la TCC cuenta sólo parte de la historia del comportamiento de los complejos. En su forma pura, la TCC ignora cualquier enlace covalente entre ligandos e iones metálicos. Tanto el ligando como el metal se tratan como cargas puntuales infinitesimalmente pequeñas.
 Todos los electrones son negativos, por lo que los electrones donados de los ligandos repelen los electrones del metal central. Considere el comportamiento de los electrones en los orbitales d no hibridados en un complejo octaédrico. Los cinco orbitales d consisten en regiones con forma de lóbulo y están dispuestos en el espacio, como se muestra en la Figura 1. En un complejo octaédrico, los seis ligandos se coordinan a lo largo de los ejes.
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11461/11461_Image_1.png" style="text-align: center; height: 200px;" />
 Figura 1. Las características direccionales de los cinco orbitales d se muestran aquí. Las partes sombreadas indican la fase de los orbitales. Los ligandos (L) se coordinan a lo largo de los ejes en los complejos octaédricos. Para mayor claridad, los ligandos se han omitido del orbital dx2−y2 para que se puedan mostrar las etiquetas de los ejes.
 En un ion metal no complejo en la fase gaseosa, los electrones se distribuyen entre los cinco orbitales d de acuerdo con la regla de Hund, porque todos los orbitales tienen la misma energía. En los complejos metálicos de transición, las energías de los orbitales d de los átomos metálicos de transición se ven afectadas por el tipo de ligando y la geometría molecular. Si las moléculas de ligando están dispuestas uniformemente alrededor del ion metal, se crea un campo cristalino esférico. Este campo cristalino esférico eleva las energías de los orbitales d del ion metálico en una cantidad igual (Figura 2). Cuando los ligandos se coordinan con un ión metálico en una geometría octaédrica, las energías de los orbitales d ya no son las mismas.
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11461/11461_Image_2.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
 Figura 2. Los orbitales d ion metálico en un campo cristalino esférico se desestabilizan (mayores en energía) en comparación con los orbitales d del ion de metal libre sin complejo. En los complejos octaédricos, los orbitales eg se desestabilizan aún más (mayores en energía) en comparación con los orbitales t2g porque los ligandos interactúan más fuertemente con los orbitales d a los que se dirigen directamente.
 En los complejos octaédricos, los lóbulos de dos de los cinco orbitales d, los orbitales dx2−y2 y dz2, apuntan hacia los ligandos (Figura 1). Estos dos orbitales se llaman orbitales eg (el símbolo se refiere a la simetría de los orbitales). Los otros tres orbitales, los orbitales dxy, dxz y dyz, tienen lóbulos que se diregen entre los ligandos y se llaman orbitales t2g (de nuevo, el símbolo se refiere a la simetría de los orbitales). A medida que seis ligandos se acercan al ion metal a lo largo de los ejes del octaedro, sus cargas puntuales repelen los electrones en los orbitales d del ion metal. Sin embargo, las repulsiones entre los electrones en los orbitales eg (los orbitales dx2-y2) y los ligandos son mayores que las repulsiones entre los electrones en los orbitales t2g (los orbitales dxy, dxz, and dyz) y los ligandos. Esto se debe a que los lóbulos de los orbitales eg apuntan directamente a los ligandos, mientras que los lóbulos de los orbitales t2g apuntan entre ellos. Por lo tanto, los electrones en los orbitales eg de un ion metal en un complejo octaédrico tienen energías potenciales más altas que las de los electrones en los orbitales t2g. La diferencia en energía puede ser representada como se muestra en la Figura 2.
 La diferencia de energía entre el orbital eg y el orbital t2g se denomina división del campo cristalino y se simboliza con Δoct, donde oct significa octaédrica. La magnitud de la Δoct depende de muchos factores, incluyendo la naturaleza de los seis ligandos ubicados alrededor del ion central de metal, la carga sobre el metal, y si el metal está usando orbitales 3d, 4d, o 5d. Diferentes ligandos producen diferentes divisiones del campo cristalino. La división creciente del campo cristalino producido por ligandos se expresa en la serie espectroquímca, una versión corta de la cual se muestra aquí:
 <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11461/11461_Image_3.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 Este texto está adaptado de <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds"> Openstax, Química 2e, Sección:19.3: </a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds"></a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds"> Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación</a>.

Teoría del Campo Cristalino - Complejos Octaédricos

Teoría del Campo Cristalino
Para explicar el comportamiento observado de los complejos de metales de transición (como los colores), un modelo que involucra interacciones electrostáticas entre ...

crystal-field-theory-octahedral-complexes

Education

Educación

JoVE Core

Chemistry

Química

Transition Metals and Coordination Complexes

Metales de transición y complejos de coordinación

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

TÉRMINOS Y CONCEPTOS CLAVE

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 metal’s unhybridized d orbitals. In its pure form, this model ignores covalent bonding between ligands and metal ions, so it gives only part of the full picture.

The five d orbitals have different shapes and directions in space. In an octahedral complex, six ligands approach the metal ion along the axes. In a free metal ion in the gas phase, the d orbitals have the same energy, so electrons fill them according to Hund’s rule.

When ligands are arranged evenly around a metal ion, they create a spherical crystal field. This field raises the energy of all the d orbitals by the same amount. The picture changes in an octahedral geometry, where the d orbitals no longer all stay at the same energy.

In an octahedral complex, the d x2-y2 and d z2 orbitals point directly toward the ligands. These are called the e g orbitals. The d xy, d xz, and d yz orbitals point between the ligands, and these are called the t 2g orbitals. Because the e g orbitals face the ligands more directly, they feel stronger repulsion and have higher energy than the t 2g orbitals.

The energy gap between the e g and t 2g orbitals is called crystal field splitting and is written as Δ oct. The size of Δ oct depends on the ligands around the metal ion, the charge on the metal, and whether the metal uses 3 d, 4 d, or 5 d orbitals. Different ligands produce different splitting values, which are organized in the spectrochemical series.

Octahedral d-Orbital Splitting in Crystal Fields

octahedral-d-orbital-splitting-in-crystal-fields

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 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 octahedral ligands split d orbitals into e g and t 2g levels, and how crystal field splitting affects color, magnetism, and structure.

Octahedral d-Orbital Splitting in Crystal Fields | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Química da vida a los conceptos de química general mediante lecciones de vídeo basadas en animaciones, concisas y fáciles de entender. Además, en los vídeos de científicos en acción, se muestran experimentos de investigación clásicos y originales realizados en laboratorios de todo el mundo.

Octahedral d-Orbital Splitting in Crystal Fields

Description

Transcript

Tags