Chapter 20: Transition Metals and Coordination Complexes

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20.10:

Los Colores y el Magnetismo

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Colors and Magnetism

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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.

20.10:

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.

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).

Figura 2. Serie espectroquímica.

Por ejemplo, un compuesto de coordinación del Cu⁺ tiene una configuración d¹⁰, y todos los orbitales e_g 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.

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 Openstax, Química 2e, Section19.3: Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación.

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Colors Magnetism Transition Metal Complexes Absorption Visible Light Energy Levels Crystal Field Splitting Energy Delta Hexafluorocobaltate(III)Hexaamminecobalt(III)Electron Pairing Orbitals