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

Los complejos de metales de transición exhiben una variedad de colores diferentes, atribuidos a la absorción de longitudes de onda específicas de luz visible por estos compuestos. La luz se absorbe cuando tiene la energía necesaria para excitar un electrón de un nivel de energía más bajo a uno más alto. En consecuencia, los complejos de metales de transición generalmente absorben luz que coincide con la energía de división del campo cristalino, o delta, del complejo, que normalmente se encuentra en el rango de luz visible.Por ejemplo, el hexafluorocobaltato absorbe fuertemente la luz roja pero absorbe mínimamente la luz verde, lo que hace que parezca de color verde. El hexaaminocobalto que tiene un delta más alto, absorbe fuertemente la luz azul de alta energía, pero absorbe mínimamente la luz amarilla. Por consiguiente, el hexaamminecobalto aparece de color amarillo.Los efectos del delta más pequeño de hexafluorocobaltato no se limitan a su color. Cuando el delta es lo suficientemente bajo, como en el hexafluorocobaltato los electrones ocupan individualmente los orbitales de mayor energía antes de emparejarse en los orbitales de menor energía. Aquí, delta es más pequeño en comparación con la energía de emparejamiento de espines, que es la energía de la repulsión electrostática entre electrones en el mismo orbital.Como tal, desde el punto de vista de la energía es más factible para los electrones superar el delta y ocupar orbitales de alta energía que superar la energía de emparejamiento de espines para emparejarse en los orbitales de baja energía. Por el contrario, en el hexaamminecobalto delta es mayor que la energía de apareamiento de espines. En consecuencia, los electrones se emparejan en los orbitales de menor energía, dejando vacíos los orbitales de mayor energía, como se esperaba de la regla de Hund.Como consecuencia de esta diferencia en la distribución electrónica, mientras que el ion Co tiene cuatro electrones no apareados en el hexafluorocobaltato tiene cero electrones no apareados en el hexaamminecobalto En consecuencia, el primero se clasifica como un complejo de alto espín y el último se etiqueta como un complejo de bajo espín. En general, los ligandos de campo débil, que que están asociados con valores pequeños de delta, conducen a complejos de alto espín, mientras que los ligandos de campo fuerte, que promueven valores altos de delta, forman complejos de bajo espín. Los complejos de alto y bajo giro pueden tener propiedades magnéticas muy diferentes.Por ejemplo, el hexafluorocobaltato de alto espín es atraído por un imán debido a sus electrones desapareados y se denomina paramagnético. Mientras tanto, el hexaamminecobalto de bajo espín es repelido por un imán y etiquetado como diamagnético.

los colores y el magnetismo

El color en los complejos de coordinación
 Cuando los átomos o moléculas absorben la luz a la frecuencia adecuada, sus electrones se excitan a orbitales de mayor energía. Para muchos átomos y moléculas del grupo principal, los fotones absorbidos están en el rango ultravioleta del espectro electromagnético, que no puede ser detectado por el ojo humano. Para los compuestos de coordinación, la diferencia de energía entre los orbitales d a menudo permite que los fotones en el rango visible sean absorbidos y emitidos, lo cual es visto como colores por el ojo humano.
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 Figura 1. Espectro electromagnético de luz visible y absorbancia.
 Pequeños cambios en las energías relativas de los orbitales entre los que los electrones están en transición pueden conducir a cambios drásticos en el color de la luz absorbida. Por lo tanto, los colores de los compuestos de coordinación dependen de muchos factores, como:
 • Diferentes iones metálicos acuosos pueden tener diferentes colores. 
 •  Diferentes estados de oxidación de un metal pueden producir diferentes colores. 
 •  Los ligandos específicos coordinados con el centro de metal influyen en el color de los complejos de coordinación. Por ejemplo, el complejo hierro (II) [Fe(H2O)6]SO4 aparece de color verde-azul porque el complejo de alto giro absorbe fotones en las longitudes de onda rojas. En contraste, el complejo de hierro (II) de bajo centrifugado K4[Fe(CN)6] aparece de color amarillo pálido porque absorbe fotones violeta de mayor energía.
 En general, los ligandos de campo fuerte causan una gran división en las energías de los orbitales d del átomo central de metal (Δ grande). Los compuestos de coordinación de metales de transición con estos ligandos son amarillos, naranjas o rojos porque absorben luz violeta o azul de mayor energía.
 Por otro lado, los compuestos de coordinación de los metales de transición con ligandos de campo débil son a menudo de color verde-azul, azul o índigo porque absorben luz amarilla, naranja o roja de menor energía. La fuerza de los ligandos para dividir los orbitales d se indica en la serie espectrofotoquímica. Aquí los ligandos están escritos en orden creciente del valor de la energía de división del campo cristalino (Δ).
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 Figura 2. Serie espectroquímica. 
 Por ejemplo, un compuesto de coordinación del Cu+ tiene una configuración d10, y todos los orbitales eg están llenos. Para excitar un electrón a un nivel más alto, como el orbital 4p, son necesarios fotones de energía muy alta. Esta energía corresponde a longitudes de onda muy cortas en la región ultravioleta del espectro. No se absorbe ninguna luz visible, por lo que el ojo no ve ningún cambio y el compuesto aparece blanco o incoloro. Una solución que contiene [Cu(CN)2]−, por ejemplo, es incolora. Por otro lado, los complejos octaédricos Cu+ tienen una vacante en los orbitales eg, y los electrones pueden excitarse a este nivel. La longitud de onda (energía) de la luz absorbida corresponde a la parte visible del espectro, y los complejos Cu2+ casi siempre están coloreados: Azul, verde-azul, violeta o amarillo.
 Magnetismo en los complejos de coordinación
 La evidencia experimental de mediciones magnéticas apoya la teoría de complejos de alto y bajo espín. Las moléculas como O2 que contienen electrones no apareados son paramagnéticas. Las sustancias paramagnéticas son atraídas a los campos magnéticos. Muchos complejos metálicos de transición tienen electrones no apareados y por lo tanto son paramagnéticos. Moléculas como N2 e iones como Na+ y [Fe(CN)6]4− que no contienen electrones no apareados son diamagnéticos. Las sustancias diamagnéticas tienen una ligera tendencia a ser repelidas por los campos magnéticos.
 <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 Figura 3. Diagramas orbitales de los complejos octaédricos en estado de alto y bajo espín para los sistemas d4, d5, d6, y d7. Esta distinción no puede hacerse para los sistemas d1, d2, d3, d5, d8,d9 and d10.
 Cuando un electrón en un átomo o ión es desapareado, el momento magnético debido a su giro hace que todo el átomo o ion sea paramagnético. El tamaño del momento magnético de un sistema que contiene electrones no apareados está relacionado directamente con el número de tales electrones: Cuanto mayor sea el número de electrones no apareados, mayor será el momento magnético. Por lo tanto, el momento magnético observado se utiliza para determinar el número de electrones no apareados presentes. El momento magnético medido de bajo espín d6 [Fe(CN)6]4− confirma que el hierro es diamagnético, mientras que el de alto espín d6 [Fe(H2O)6]2+ tiene cuatro electrones no apareados con un momento magnético que confirma esta disposición (Figura 2).
 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, Section19.3: Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación. </a>

Los Colores y el Magnetismo

El color en los complejos de coordinación
Cuando los átomos o moléculas absorben luz a la frecuencia adecuada, sus electrones se excitan a orbitales de mayor energía. Para...

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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

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

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Color and Spin in Coordination Complexes

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