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

Les complexes de coordination présentent différentes géométries comme octaédrique, tétraédrique et plan carré, en fonction des orbitales métalliques participant dans les liaisons covalentes coordonnées. La théorie des liaisons de Valence, ou VBT, explique cela basé sur l'hybridation du métal s, orbitales p et d. L'hybridation fournit des orbitales vacantes d'énergies équivalentes qui peuvent se coordonner aux orbitales du ligand rempli.Considérons un complexe octaédrique, l'hexafluorocobaltate L'ion Co³⁺a des orbitales 3d⁶ partiellement remplies et des 4s vacants, orbitales 4p et 4d. Pour former le complexe, les six orbitales vides du métal, 4s, 4p et deux 4d sont hybridés à six orbitales sp³d², qui pointent vers les coins d'un octaèdre. Les orbitales hybrides acceptent des paires isolées des six groupes de fluorure pour former le complexe paramagnétique.Dans l'hexamminécobalt les groupes amino pour réorganiser les électrons 3d du cobalt, qui crée de deux orbitales 3D vacantes. Ceux-ci se combinent avec les orbitales 4s et 4p pour générer six orbitales hybrides d²sp³, qui se lient de manière coordonnée aux six groupes ammoniac pour former le complexe diamagnétique. Maintenant, considérons un complexe tétraédrique tétrachloronickelate.L'ion Ni²⁺a une configuration 3d⁸. Les orbitales vides 4s et 4p s'hybrident pour donner quatre orbitales sp³ qui pointent vers les coins d'un tétraèdre. Ici, quatre paires d'électrons, une de chaque groupe de chlorure, occupent les orbitales hybrides pour former le complexe paramagnétique.Enfin, examinez un complexe plan carré comme le tétrachloroplatinate. L'ion Pt²⁺a une configuration d⁸. Les groupes chlorure forcent les électrons 3D du métal à se réorganiser, créant une orbitale vacante.L'orbitale vacante se combine avec les 4s et deux orbitales 4p pour donner quatre orbitales hybrides dsp² dirigées vers les coins d'un carré. En acceptant les paires d'électrons à partir des ligands de chlorure, le complexe diamagnétique est formé. Bien que les complexes de coordination varient dans leurs couleurs et leur comportement magnétique, VBT n'explique pas leurs spectres électroniques et la variation de leur comportement magnétique avec la température.

théorie de la liaison de valence

Valence Bond Theory

Les composés et complexes de coordination présentent des couleurs, des géométries et un comportement magnétique différents, selon l'atome/ion métallique et les ligands à partir desquels ils sont composés. Dans une tentative permettant d'expliquer la liaison et la structure des complexes de coordination, Linus Pauling a proposé la théorie de la liaison de valence, ou TLV, en utilisant les concepts d'hybridation et de recouvrement des orbitales atomiques. Selon la TLV, l'atome ou l'ion métallique central (acide de Lewis) s'hybride pour fournir des orbitales vides d'énergie appropriée. Ces orbitales acceptent des doublets d'électrons provenant d'orbitales de ligand remplies (bases de Lewis) pour former des liaisons métal-ligand covalentes par coordinence. Le type d'hybridation et le nombre d'orbitales hybrides déterminent la géométrie du complexe. 
 <table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
 <tbody>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Géométrie </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> Hybridation   </td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Linéaire </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">sp </td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Tétraédrique </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;"> Plane carrée  </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;">Octaédrique </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> d2sp3 ou sp3d2 </td>
 </tr>
 </tbody>
 </table>
 Dans un complexe tétraédrique, trois orbitales p vacantes et une orbitale s vacante sur le métal s'hybrident pour former quatre orbitales hybrides sp3, qui se recouvrent avec les orbitales du ligand remplies pour former la liaison covalente par coordinence. De même, six orbitales hybrides sont créées pour les complexes octaédriques en mélangeant les orbitales atomiques vacantes sur l'ion métallique central (hybridation d2sp3 ou sp3d2). Dans le cas de complexes linéaires, l'orbitale s et l'orbitale p se recouvrent, conduisant à la formation de deux orbitales hybrides sp. 
 Complexes d'orbitales internes et externes 
 La force des ligands qui s'approchent influence l'hybridation des orbitales atomiques sur l'ion métallique central. Prenons l'exemple d'un complexe octaédrique tel que [Co(NH3)6]3+. L'ion Co3+ contient six électrons dans les orbitales 3d et a des orbitales 4s et 4p vacantes. Les ligants NH3 entrants, qui sont des ligands à champ fort, forcent les électrons 3d non appariés à se réorganiser et à s'apparier avec les autres électrons 3d. Ceci crée deux orbitales 3d vacantes, qui se combinent avec une orbitale 4s et trois orbitales 4p pour former six orbitales hybrides d2sp3 équivalentes. Les six orbitales hybrides se recouvrent avec les orbitales atomiques remplies des ligands ammoniac pour former le complexe octaédrique. Puisque les orbitales d (3d) internes sur le métal participent à l'hybridation, [Co(NH3)6]3+ est un complexe d'orbitales internes. En raison de l'absence d'électrons non appariés, le complexe est diamagnétique, ou appelé complexe bas spin. 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_1.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
      Dans un autre complexe octaédrique comme [Co(F)6]3+, puisque le ligand fluorure est un ligand à champ faible, les électrons 3d6 du métal ne se réarrangent pas. Afin de fournir des orbitales vacantes pour l'hybridation, deux des orbitales 4d vides les plus externes se combinent avec une orbitale 4s et trois orbitales 4p pour former six orbitales hybrides vacantes. Puisque les orbitales d les plus externes sont utilisées, l'hybridation est appelée sp3d2, et le complexe est appelé complexe d'orbitales externes. La présence d'électrons non appariés rend le complexe paramagnétique, et par conséquent ces complexes sont également connus comme étant des complexes haut spin. 
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 Les complexes haut spin ou d'orbitales externes sont plus labiles et moins stables (en raison des énergies plus élevées des orbitales sp3d2) par rapport aux complexes bas spin ou d'orbitales internes.

Théorie de la liaison de valence

Les composés et complexes de coordination présentent des couleurs, des géométries et un comportement magnétique différents, en fonction de l’atome/ion métallique et des ligands à partir desquels ...

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Transition Metals and Coordination Complexes

Métaux de transition et complexes de coordination

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMES ET CONCEPTS CLÉS

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

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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...

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crystal field theory - octahedral complexes

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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

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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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