Complejos de coordinación

Coordination Chemistry Complexes

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Coordination Chemistry Complexes

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08:42 min

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June 15, 2015

Overview

Fuente: Laboratorio de Dr. Neal Abrams — Universidad de SUNY de la ciencia ambiental y silvicultura

Metales de transición se encuentran en todas partes de suplementos para baños de galvanoplastia. Metales de transición también forman los pigmentos en muchas pinturas y componer todos los minerales. Por lo general, metales de transición se encuentran en la forma catiónica ya que fácilmente se oxida, o pierden electrones y están rodeados de donadores de electrones llamados ligandos. Estos ligandos no no forma iónica o covalentes con centro metálico, algo toman en un tercer tipo de enlace conocido como covalente coordinado. El enlace covalente coordinado entre un metal y un ligando es dinámico, lo que significa que ligandos son continuamente intercambiando y volver a coordinación alrededor del centro de metal. Las identidades del metal y del ligando dicta que ligandos se adherirá preferentemente sobre otro. Además, color y propiedades magnéticas son también debido a los tipos de complejos que se forman. Los compuestos de coordinación que forman son analizados usando una variedad de instrumentos y herramientas. Este experimento explora por qué tantos complejos son posibles y utiliza un método spectrochemical (color y química) para ayudar a identificar el tipo de coordinación complejo que se forma.

Principles

Complejos de coordinación

Complejos de coordinación tienen al menos un metal complejo, que contiene un centro de metal y está rodeado de electrón-donar ligands. Esto se conoce como un ion complejo. Counterions equilibrar la carga del ion complejo para formar el complejo de coordinación molecular. Complejos de coordinación son solubles en agua, donde se disocian del complejo metal-ion y ion contra. Los iones metálicos y ligandos se comportan como un ion poliatómico y no disociar.

La geometría de un ion complejo toma estándar geometrías de Valence-Shell Electron-Pair repulsión teoría (VSEPR) incluyendo lineal, cuadrado planar tetraédricos y octaédricos. Los iones complejos octaédricos son la geometría más común. Teoría del campo cristalino explica energía dividiendo entre d-orbitarios en iones de metales de transición y las geometrías VSEPR. División de energía está influenciado por la forma y orientación de la d-lóbulos de orbitales.

Ligandos y la serie Spectrochemical

Ligandos se clasifican por el número de enlaces o archivos adjuntos, puede hacer con un centro de metal. Un accesorio único se conoce como monodentate (dientes de uno). Un ligando que hace dos accesorios se llama bidentado (dos dientes), y tres anexos se conoce como tridente. Ligandos donan densidad del electrón en el centro de metal para formar el enlace covalente coordinado. Ligandos pueden ser cargados o neutros. Ligandos se clasifican como fuertes o débiles según la serie spectrochemical:

(débil) Me^– < Br^– < Cl^– < SCN^– < F^– < OH^– < buey^{2 –}< ONO^– < de H₂O < NCS^– < EDTA^{4 –} < NH₃ < en < NO₂^– < CN^– (fuerte)

Separación orbital

Cuando seis ligands acercan a un centro de metal para formar un complejo octaédrico, los cinco d-orbitarios degenerados se dividen en tres orbitales de_{2 g} de baja energía degenerada t y dos órbitas de_g mayor energía degenerada e. La distancia de separación entre las órbitas de_g t_{2 g} y e se basa en la fuerza del ligando según la serie spectrochemical.

Todavía se aplica la regla de Hund y electrones llenan orbitales uno a la vez, pero se llenan de acuerdo al tamaño de la separación de las órbitas de_g t_{2 g} y e. Si la fractura es pequeña, electrones llenarán todos los orbitarios por separado antes de emparejamiento. Esto maximiza el número de electrones no apareados y se llama alto espín. Asimismo, un campo fuerte causas una gran t_{g 2}– e_g split: par de electrones en la t_{2 g} antes de llenar los orbitales de mayor energía e_g . Esto reduce al mínimo el número de electrones no apareados y se llama spin bajo. La unidad de par de electrones depende de la energía (o tamaño) de la separación orbital en comparación con la energía de apareamiento de electrones. Si la energía de apareamiento es alta comparada con la energía de moverse en las órbitas de_g e, electrones son alto espín. Si la energía de apareamiento es baja en comparación con la energía de moverse en las órbitas de_g e mayor, electrones son bajo-haga girar.

La distancia de los electrones para pasar del estado más bajo de_{2 g} t al estado de_g e más alta en el centro de metal dicta la energía de la radiación electromagnética que absorbe el complejo. Si esa energía se encuentra en la región visible (400-700 nm, 1,77 eV – 3,1 eV) el complejo generalmente tiene un color. Ligandos de campo débil (I,^– → OH^–) causar splittings pequeños y complejos absorben la luz de baja energía (es decir, rojo) que aparecen en color verde. Ligandos de campo fuerte (EDTA → CN^–) absorben la luz de alta energía (es decir, azul-violeta) y aparecen rojo-amarillo en color. Complejos con ligandos que se encuentran entre fuertes y débiles de la serie spectrochemical, como amoníaco, pueden adoptar una geometría de campo débil o fuerte.

La relación color-ligando es la justificación para el nombre de “spectrochemical series”. El número de electrones apareados y no apareados también da lugar a paramagnéticos diamagnéticos propiedades en complejos metálicos.

Cuando cuatro ligands coordinan alrededor de un centro de metal, puede resultar un complejo cuadrado planar o tetraédrico. Las energías orbitales en los complejos tetraédricos son volteadas en comparación con complejos octaédricos, con e_g inferior en energía a t_{2 g}. Esto es debido a las orientaciones de los d-orbitarios con respecto a los ligandos de coordinación. En los complejos cuadrados planares, hay varias diferencias en las energías orbitales, con d_yz y d_xz ser degenerado y más baja energía (inferior a d_z2,), entonces d_xyy finalmente la energía más alta d_x2-y2 orbital.

Estructura y el Color

Porque la distancia de separación orbital varía con la fuerza de ligand, un complejo de coordinación con el centro mismo de metal puede tener una variedad de colores basados en el coordinación ligando. Por ejemplo, una solución acuosa de Ni (H₂O)₆^{2 +} tiene un color verde claro, pero Ni (NH₃)₆^{2 +} es azul profundo. El color surge del cambio en energía entre las órbitas de_g t_{g 2}– e. NH₃ es un ligando de campo fuerte, que empuja los orbitarios más lejos aparte de uno otro como desplaza los ligandos de H₂O desde el centro de metal. Además exploraremos el efecto de los ligandos en complejos de coordinación en este experimento y color.

Procedure

1. níquel complejos y colores

Ni (H₂O)₆^{2 +} complejo (Figura 1a)
1. Preparar una solución de 1 M de Ni (H₂O)₆^{2 +} disolviendo NiSO₄ en el volumen adecuado de agua.
2. Diluir más la Ni (H₂O)₆^{2 +}solución al agregar 70 mL de solución de 1 M de a 1.000 mL de agua desionizada.
3. Dividir el Ni (H₂O)₆^{2 +} entre siete vasos de precipitado de 400 mL.
4. La solución acuosa níquel adquiere un color verde claro puesto que el agua es un ligando de campo débil.
5. El espectro de absorbancia indica se absorben longitudes de onda rojos, que justifiquen lo contrario, verde, que se observa.
Ni (NH₃)₆^{2 +} complejo (Figura 1b)
1. Añadir una solución de amoníaco acuosa de 5 M a un vaso y revolver.
2. La solución toma un color azul profundo, indicando la solución absorbente naranja de luz que es más alto en energía que la luz roja.
3. El espectro de absorbancia indica longitudes de onda amarillas son absorbidos, que justifiquen lo contrario, azul, que se observa.
  1. El amoníaco es un ligando de campo fuerte que el agua, que aumenta la separación entre las órbitas de_g t_{2 g} y e.
Ni(en)₃^{2 +} complejo (figura 1 c)
1. Agregar una solución de etilendiamina (en) de 30% a la acuosa Ni (H₂O)₆^{2 +} complejo y revolver.
2. La solución progresivamente cambia de luz azul a azul a púrpura como etilendiamina moléculas progresivamente coordinación alrededor del centro de metal para eventualmente formar Ni(en)^{3 +}.
3. Etilendiamina es un ligando más fuerte que el agua o amoníaco y bidentado. El color púrpura indica la solución absorbente amarillo luz que es más alta en energía que la luz naranja o roja.
4. El espectro de absorbancia indica longitudes de onda amarillas son absorbidos, que justifiquen lo contrario, púrpura, que se observa.
Ni(DMG)₂^{2 +} complejo (figura 1 d)
1. Dimethylgloxine (dmg) es un ligando bidentado que quelatos de un gran número de metales. Sólo dos moléculas de dmg son requeridas por el centro de metal porque Ni(dmg)₂^{2 +} tiene una geometría cuadrado planar.
2. Agregar 1% dmg al complejo acuoso.
3. Forma un precipitado sólido de color de rosa/rojo, el insoluble Ni(dmg)₂^{2 +} complejo.
4. Un espectro de transmisión visible del complejo no es posible, pero el color rojo indica que absorbe la luz verde. El verde es energía más alta que el amarillo, naranja y rojo.
Ni(CN)₄^{2 –} complejo (Figura 1e)
1. El ion cianuro (CN^–) es monodentate, pero un ligando de campo fuerte, que también forma complejos cuadrados planares con níquel (II).
2. Agregar una solución KCN de 1 M.
3. Un amarillo Ni(CN)₄^{2 –} formas complejas casi de inmediato.
  1. Nota: Trabajar con sales de cianuro debe realizarse con gran cuidado. Adición de ácido puede resultar en la formación de gas cianuro.
4. El cianuro es un ligando más fuerte que cualquiera de los otros ligandos porque hay σ-Unión del ligando al metal y π-detrás de unión de metal a ligando. El color amarillo indica que la solución está absorbiendo la luz, que supera en energía verde, amarillo, naranja y rojo azul.
5. El espectro de absorbancia indica longitudes de onda amarillas son absorbidos, que justifiquen lo contrario, púrpura, que se observa.

2. ligando fuerza

Según la serie spectrochemical, algunos ligandos son el campo más fuerte que otros, que corresponden al tamaño de la división de los orbitales d del ion metálico central.
Ligandos de campo fuerte reemplazar ligandos de campo débiles en solución.
Una solución acuosa de sulfato de níquel aparece luz verde porque las formas complejas Ni (H₂O)₆^{2 +} .
Añadir secuencialmente soluciones de amoníaco, etilendiamina, dimetilglioxima y cianuro a la solución que contiene níquel mientras que revuelve.
Después de cada adición, desaparece el color anterior y el nuevo color aparece.
El cambio de color indica la formación de un nuevo complejo de coordinación impulsada por la fuerza del ligand. Estos se pueden cuantificar por la constante de equilibrio para cada reacción:
Ni (H₂O)₆^{2 +}(aq) + 6 NH₃ (aq) → Ni (NH₃)₆^{2 +} (aq) + 6 H₂OK_eq = 1,2 x 10⁹
₆ni (NH₃)^{2 +} (aq) + 3 en(aq) → Ni(en)₃^{2 +} (aq) + 6 NH₃ (aq) K_eq = 1.1 x 10⁹
Ni(en)₃^{2 +} (aq) + 2 Hdmg(aq) → Ni(dmg)₂ (s) + 3 en(aq) + 2 H⁺ (aq) K_eq = 1.35 x 10⁵
Ni(DMG)₂ (s) + 4 NC^– (aq) – → Ni(CN)₄^-2 (aq) + dmg 2^– (aq) K_eq = 6.3 x 10⁷
La constante de equilibrio de cada reacción es muy grande (> 1), indicando que las reacciones por todo el producto.

Figura 1. Estructuras de coordinación complejos de níquel (II) a e.

Complejos de coordinación consisten en un átomo central del metal o ion enlazado a un cierto número de grupos funcionales conocidos como ligandos.

Electrones se encuentran en lugares predecibles alrededor de núcleo de un átomo, llamados orbitales. Mayoría de los metales tiene un gran número de electrones accesibles en comparación con el grupo principal luz elementos como nitrógeno, oxígeno, carbono. Interactuaran con ligandos o coordinan a, metales en formas complejas facilitaron por estos muchos electrones accesibles.

Ligandos coordinan a los metales en muchos diferentes arreglos o geometrías, que pueden tener un efecto significativo sobre la reactividad en el centro de metal. Las orientaciones que adoptan de ligandos son afectadas por la naturaleza electrónica de los ligandos y el metal.

Este video presenta los principios de complejos metálicos y ligandos, demostrar un procedimiento para el intercambio de ligandos en un centro de metal y presentar algunas aplicaciones de complejos metálicos en química y medicina.

Ligandos entre iones simples como el cloruro y moléculas complejas como las porfirinas. La carga total de un metal complejo depende de los gastos netos del metal y cada ligando. Metales son con frecuencia positiva o catiónica, y ligandos suelen ser neutros o aniónicos.

Ligandos se coordinan a los metales a través de uno o más átomos donantes obligados al metal. El número de grupos de donantes no adyacentes en un ligando se llama denticity. Un ligando bidentado ocupa dos sitios de coordinación en un metal, por lo que un complejo con tres ligandos bidentados puede adoptar la misma geometría como un complejo con seis ligands del monodentate.

Iones o moléculas de solvente pueden interactuar con un complejo de coordinación sin interfaz directamente con el metal, a menudo actuando como iones contra. Estos también pueden estar implicados en reacciones en que ligando al menos un es sustituido por otro o sustituido.

En sustitución asociativa, el ligando nuevas coordenadas al metal y luego una de las hojas originales de ligandos o disocia. Sustitución disociativa, un ligando primero se disocia del metal, después de que el ligando nuevas coordenadas. Ligandos pueden también asociar o disociar sin sustitución, cambiando el número de átomos donantes alrededor del metal.

Complejos metálicos generalmente poseen orbitales que están lo suficientemente cercanas en energía para permitir transiciones electrónicas entre ellos. La diferencia de energía entre estos orbitales se correlaciona con ciertas propiedades de ligando. Estas propiedades se definen a menudo en la “serie spectrochemical de ligandos”, la cual clasifica a los de ‘débil’ a ‘fuerte’, donde más fuerte ligandos están asociados con una mayor diferencia de energía.

Es más favorable para los electrones en orbitales con la menor energía posible. Estos orbitarios estabilizados se encuentran en los sistemas con la más amplia brecha de energía. Así, las reacciones de simple intercambio favorecen complejos con ligandos fuertes.

Complejos de coordinación absorben fotones correspondientes a la energía necesaria para las transiciones electrónicas en las separaciones de energía, a menudo en el espectro visible. La longitud de onda de la luz absorbida es el color complementario del color observado del complejo. Así, la brecha de energía creciente de intercambio de un ligando más débil por uno más fuerte puede cambiar el color del complejo.

Ahora que usted entiende los principios de complejos metálicos, vamos a ir a través de un procedimiento para examinar los cambios en las energías orbitales por una serie de reacciones de intercambio de ligando.

Para comenzar el procedimiento, obtener el ligando apropiado soluciones y cristalería. Luego, prepare una solución de 1,84 g de sólido níquel sulfato hexahidrato y 100 mL de agua desionizada. Se formará el catión hexaaquanickel verde en solución.

En una campana de humos, comenzar mezclando la solución de hexaaquanickel utilizando una barra de agitación y remover la placa. Luego, añadir 15 mL de amoníaco acuoso de 5 M y esperar a que el color de la solución cambiar a azul profundo, lo que indica la formación del catión de hexaamminenickel.

A continuación, añadir 10 mL de 30% de etilendiamina. El solución cambio de color a púrpura indica que etilendiamina ha desplazado el amoníaco, formando el catión níquel de tris (etilendiamina).

Luego, añadir 200 mL de dimetilglioxima 1% en etanol en el mismo vaso. El cambio de color de la solución de púrpura, a una suspensión de polvo rojo indica la formación de níquel poco solubles bis (dimethylglyoximato) complejo.

Por último, Añadir 30 mL de solución de cianuro de potasio de 1 M. La disolución del sólido rojo y el cambio de color de la solución a amarillo indica que los ligandos ciano han desplazado los ligandos dimethylglyoximato, formando el anión tetracyanonickelate.

Las reacciones de sustitución fueron todo espontáneas, siguiendo las predicciones de la serie spectrochemical.

La energía necesaria para provocar transiciones electrónicas dentro de estos complejos es predicha por la serie a ser más bajo para el agua y la más alta de cianuro.

Los colores complementarios asociados con cada solución son rojo, naranja, amarillo, verde y azul. La energía de la luz visible aumenta de rojo a azul, lo que sugiere que los fotones absorbidos también aumentan de energía mientras que aumenta fuerza de ligando, que corresponde a una brecha más grande entre los niveles de energía orbitales.

Complejos metálicos se utilizan en una amplia gama de dominios, de síntesis química, en el campo de la medicina.

Muchos complejos del metal se utilizan como catalizadores o reactivos en cantidades estequiométricas en síntesis orgánica. Desarrollo de nuevos catalizadores con diferentes ligandos y centros metálicos es continuo, permitiendo el acceso a nuevos compuestos químicos. Muchos de los mecanismos por los cuales se producen estas reacciones implican intercambio de ligando en el centro de metal. Una pequeña variación de ligandos puede tener un efecto grande sobre la reactividad de un metal complejo en síntesis orgánica. Una comprensión de la fuerza relativa del ligando y los efectos estérico y electrónicos de los ligandos en el complejo del metal por lo tanto es esenciales en el diseño de nuevos catalizadores.

Complejos metálicos se utilizan en la quimioterapia. Desarrollo de nuevos fármacos contra el cáncer a menudo implica evaluación de complejos similares a los medicamentos, pero usando diferentes ligandos o metales. Aquí, titanio y vanadio complejos encontraron a muestran eficacias similares en evaluaciones preliminares al cisplatino, un complejo de platino utilizado. Estos compuestos pueden interactuar con las células cancerosas en diferentes formas de cisplatino debido a las diferencias y por lo tanto pueden ser eficaces contra diferentes tipos de células cancerosas.

Agentes de contraste son complejos generalmente metálicos que, cuando introdujo en el cuerpo, interactuar con el agua en los tejidos cercanos a aumentar o disminuir la proyección de imagen de MRI. El desarrollo de nuevos agentes de contraste se centra en reducir al mínimo la toxicidad que conservando las propiedades de un agente eficaz.

Sólo ha visto la introducción de Zeus a la química de coordinación. Ahora debe estar familiarizado con los principios de la química de coordinación, un procedimiento para realizar intercambio de ligando en un centro de metal y algunas aplicaciones de complejos metálicos.

¡Gracias por ver!

Applications and Summary

De los pigmentos a la gente, metales de transición se encuentran en campos de la química, la biología, la geología y la ingeniería. Entender el comportamiento de los metales de transición bajo diferentes Estados químicos puede ser tan simple como el color control o comportamiento magnético. Casi todos metales de transición 3d (4^th fila) es vital para la función fisiológica y, en todos los casos, estos metales están sujetos a ligandos para formar complejos de coordinación. Por ejemplo, el hierro es vital para el transporte de oxígeno en todos los vertebrados. Hemoglobina, una proteína compleja, contiene cuatro subunidades de hemo Fe^{2 +} en el centro de cada uno. En la hemoglobina, el Fe^{2 +} es quelado por un anillo tetradentate y un residuo de histidina, lo que es cuadrado piramidal (cinco lados). Cuando el oxígeno está presente, las subunidades ser octaédricas. O₂ es considerado un ligando de campo fuerte, que causa grandes t d-orbital_{2 g}– e_g división, lo que bajo de la vuelta. Luz de relativamente alta energía es necesaria para promover un electrón al estado e_g , por lo que se absorbe la luz azul que la sangre oxigenada (arterial) aparecen de color rojo brillante. En cambio, sangre desoxigenada (venosa) tiene una división de d-orbital más pequeño y se absorbe luz roja luz de baja energía, haciendo sangre desoxigenada parezca oscuro, rojo púrpura. En el mismo sentido, monóxido de carbono, CO, es un ligando de campo fuerte y se desplazan oxígeno. Da sangre un aspecto rojo aún más brillante debido a la división de campo fuerte. El atascamiento preferencial de CO sobre O₂ en sangre suele ser fatal.

Otra aplicación de la química de coordinación es en pinturas y pigmentos. Mientras que muchos pigmentos son óxidos metálicos simples, otros como el azul de Prusia y azul de la ftalcocianina son complejos de coordinación cuyo color surge de la división de d-orbitarios (figura 2). En azul prusiano, hierro es rodeado por seis ligandos de cianuro, creando el alto espín hierro (III) hexacianoferrato complejo, Fe(CN)₆^{3 –}. Otro compuesto, el azul de ftalocianina es un complejo cuadrado plano con un ion del cobre (II) en el centro rodeado por una molécula de ftalocianina de tetradentate.

Figura 2. Azul de Prusia, un complejo de coordinación centrada en el hierro y azul de la ftalcocianina, un complejo de coordinación centrada en el cobre.

Compuestos de coordinación con un centro de iones metálicos con ligandos circundantes y un contra-ión para equilibrar la carga. Los ligandos pueden ser monodentate o quelantes con sitios de fijación de dos a cuatro. Ligandos se clasifican también por la serie spectrochemical, que clasifica la fuerza relativa de los ligandos a partir d-orbitarios de un metal. Color y propiedades magnéticas están influenciados por el metal y los ligandos. Partir de d-orbital grande requiere grandes energías para promover electrones en los orbitales de energía superiores y absorbe la luz de alta energía (longitud de onda corta). Estos son complejos de spin bajo y tienen el número máximo de electrones apareados. En cambio, partir d-orbital pequeño se conoce como débil-campo y absorbe la luz de baja energía como tiene el número máximo de electrones desparejados. La carga y la identidad de los iones metálicos, así como los ligands encuadernados definen el color observado y propiedades magnéticas en compuestos de coordinación.

References

Shakhashiri, B. Z.; G. E. Dirreen, G. E; Juergens, F. Color, Solubility, and Complex Ion Equilibria of Nickel (II) Species in Aqueous Solution. J. Chem. Ed. 52 (12), 900-901 (1980).

Transcript

Coordination complexes consist of a central metal atom or ion bound to some number of functional groups known as ligands.

Electrons are found in predictable locations around an atom’s nucleus, called orbitals. Most metals have a large number of accessible electrons compared to light main group elements such as nitrogen, oxygen, or carbon. Ligands interact with, or coordinate to, metals in complex ways facilitated by these many accessible electrons.

Ligands coordinate to metals in many different arrangements, or geometries, which can have a significant effect on the reactivity at the metal center. The orientations that ligands adopt are affected by the electronic nature of both the ligands and the metal.

This video will introduce the principles of metal complexes and ligands, demonstrate a procedure for exchanging ligands at a metal center, and introduce a few applications of metal complexes in chemistry and medicine.

Ligands range from simple ions such as chloride to complex molecules such as porphyrins. The overall charge of a metal complex depends on the net charges of the metal and each ligand. Metals are frequently cationic, or positive, and ligands are often neutral or anionic.

Ligands coordinate to metals through one or more donor atoms bound to the metal. The number of non-adjacent donor groups within a ligand is called denticity. A bidentate ligand occupies two coordination sites on a metal, so a complex with three bidentate ligands can adopt the same geometry as a complex with six monodentate ligands.

Ions or solvent molecules can interact with a coordination complex without directly interfacing with the metal, often acting as counter-ions. These can also be involved in reactions in which at least one ligand is replaced with another, or substituted.

In associative substitution, the new ligand coordinates to the metal, and then one of the original ligands leaves, or dissociates. In dissociative substitution, a ligand first dissociates from the metal, after which the new ligand coordinates. Ligands may also associate or dissociate without substitution, changing the number of donor atoms around the metal.

Metal complexes usually possess orbitals that are close enough in energy to allow electronic transitions between them. The energy gap between these orbitals is correlated with certain ligand properties. These properties are often defined in the “spectrochemical series of ligands”, which ranks them from ‘weak’ to ‘strong’, where stronger ligands are associated with a larger energy difference.

It is more favorable for electrons to be in orbitals with the lowest possible energy. These stabilized orbitals are found in systems with the widest energy gap. Thus, simple exchange reactions favor complexes with strong ligands.

Coordination complexes absorb photons corresponding to the energy needed for electronic transitions across energy gaps, often in the visible spectrum. The wavelength of the absorbed light is the complementary color of the observed color of the complex. Thus, the increased energy gap from exchanging a weaker ligand for a stronger one may change the color of the complex.

Now that you understand the principles of metal complexes, let’s go through a procedure for examining changes in orbital energies by a series of ligand exchange reactions.

To begin the procedure, obtain the appropriate ligand solutions and glassware. Then, prepare a solution of 1.84 g of solid nickel sulfate hexahydrate and 100 mL deionized water. The green hexaaquanickel cation will form in solution.

In a fume hood, begin stirring the hexaaquanickel solution using a stir bar and stir plate. Then, add 15 mL of 5 M aqueous ammonia and wait for the solution color to change to deep blue, indicating the formation of the hexaamminenickel cation.

Next, add 10 mL of 30% ethylenediamine. The solution color change to purple indicates that ethylenediamine has displaced the ammonia, forming the tris(ethylenediamine)nickel cation.

Then, add 200 mL of 1% dimethylglyoxime in ethanol to the same beaker. The solution color change from purple to a suspension of the red powder indicates the formation of the poorly-soluble bis(dimethylglyoximato)nickel complex.

Finally, add 30 mL of 1 M potassium cyanide solution. The dissolution of the red solid and the solution color change to yellow indicates that the cyano ligands have displaced the dimethylglyoximato ligands, forming the tetracyanonickelate anion.

The substitution reactions were all spontaneous, following the predictions of the spectrochemical series.

The energy needed to cause electronic transitions within these complexes is predicted by the series to be lowest for water and highest for cyanide.

The complementary colors associated with each solution are red, orange, yellow, green, and blue. The energy of visible light increases from red to blue, suggesting that the absorbed photons also increase in energy as ligand strength increases, which corresponds to a larger gap between orbital energy levels.

Metal complexes are used in a wide range of domains, from chemical synthesis, to the medical field.

Many metal complexes are used as catalysts or as reagents in stoichiometric quantities in organic synthesis. Development of new catalysts with various ligands and metal centers is ongoing, allowing access to new chemical compounds. Many of the mechanisms by which these reactions occur involve ligand exchange at the metal center. A small variation in ligands can have a large effect on the reactivity of a metal complex in organic synthesis. An understanding of relative ligand strength and the steric and electronic effects of ligands on the metal complex is therefore essential when designing new catalysts.

Metal complexes are often used in chemotherapy. Development of new anti-cancer drugs often involves evaluation of complexes similar to existing drugs, but using different ligands or metals. Here, titanium and vanadium complexes were found to show similar efficacies in preliminary evaluations to cisplatin, a platinum complex widely used. These compounds may interact with cancer cells in different ways from cisplatin because of the differences, and thus may be effective against different types of cancer cells.

Contrast agents are usually metal complexes that, when introduced to the body, interact with the water in nearby tissues to either enhance or diminish MRI imaging. The development of new contrast agents focuses on minimizing the toxicity posed while retaining the properties of an effective agent.

You’ve just watched JoVE’s introduction to coordination chemistry. You should now be familiar with the principles of coordination chemistry, a procedure for performing ligand exchange at a metal center, and some applications of metal complexes.

Thanks for watching!