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

Les complexes de métaux de transition présentent une variété de différentes couleurs, attribué à l'absorption de longueurs d'onde spécifiques de la lumière visible par ces composés. La lumière est absorbée lorsqu'elle a l'énergie nécessaire pour exciter un électron d'un niveau d'énergie inférieur à un niveau supérieur. Par conséquent, les complexes de métaux de transition en général absorbent la lumière correspondant à la division du champ d'énergie cristallin, ou delta, du complexe, qui est généralement dans le domaine de la lumière visible.Par exemple, l'hexafluorocobaltate absorbe fortement la lumière rouge mais absorbe très peu la lumière verte, le faisant apparaître de couleur verte. L'Hexaamminecobalt qui a un delta supérieur, absorbe fortement la lumière bleue à haute énergie mais absorbe très peu la lumière jaune. En conséquence, l'hexaamminécobalt apparaît de couleur jaune.Les effets du petit delta de l'hexafluorocobaltate ne se limitent pas à sa couleur. Lorsque le delta est suffisamment bas, comme pour l'hexafluorocobaltate les électrons occupent seuls les orbitales d'énergie supérieure avant de se coupler dans les orbitales à faible énergie. Ici, le delta est plus petit que l'énergie d'appariement de rotation l'énergie de la répulsion électrostatique entre électrons dans la même orbite.En tant que tel, il est plus énergétiquement réalisable pour que les électrons surmontent le delta et occupent des orbitales à haute énergie que de surmonter l'énergie d'appariement de rotation pour s'apparier dans les orbitales de basse énergie. En revanche, dans l'hexaamminécobalt le delta est supérieur à l'énergie d'appariement de rotation. En conséquence, les électrons se couplent dans les orbitales à plus faible énergie, laissant vacantes les orbitales d'énergie supérieure, comme prévu de le principe de Hund.En conséquence de cette différence en distribution électronique, tandis que l'ion Co a quatre électrons non appariés dans l'hexafluorocobaltate il a zéro électrons non appariés dans l'hexaamminécobalt En conséquence, le premier est classé comme un complexe à rotation élevé et ce dernier est étiqueté comme un complexe à faible rotation. En général, les ligands à champ faible, qui sont associés à de petites valeurs de delta, conduisent à des complexes à spin élevé, tandis que les ligands à champ fort, qui favorisent des valeurs élevées de delta, forment des complexes à faibles rotations. Les complexes à rotation élevé et à faible rotation peuvent présenter des propriétés magnétiques.Par exemple, l'hexafluorocobaltate à rotation élevée est attiré par un aimant en raison de ses électrons non appariés et s'appelle paramagnétique. Pendant ce temps, l'hexaamminécobalt à faible rotation est repoussé par un aimant et étiqueté comme diamagnétique.

couleurs et magnétisme

Couleur dans les complexes de coordination 
 Lorsque des atomes ou des molécules absorbent de la lumière à la fréquence appropriée, leurs électrons sont excités vers des orbitales de plus haute énergie. Pour beaucoup d'atomes et de molécules du groupe principal, les photons absorbés se trouvent dans la plage ultraviolette du spectre électromagnétique, qui ne peut pas être détectée par l'œil humain. Pour les composés de coordination, la différence d'énergie entre les orbitales d leur permet souvent d'absorber et d'émettre des photons dans la plage visible, ce qui est considéré comme des couleurs par l'œil humain. 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 Figure 1. Spectre électromagnétique de la lumière visible et absorption. 
 De petites variations dans les énergies relatives des orbitales entre lesquelles les électrons transitent peuvent entraîner des changements radicaux dans la couleur de la lumière absorbée. Par conséquent, les couleurs des composés de coordination dépendent de nombreux facteurs, comme : 
 •  Des ions métalliques aqueux différents peuvent avoir différentes couleurs ; 
 •   Les différents états d'oxydation d'un métal peuvent produire différentes couleurs ; 
 •   Des ligands particuliers coordonnés au centre métallique influencent la couleur des complexes de coordination. Par exemple, le complexe du Fer(II) [Fe(H2O)6]SO4 paraît bleu-vert parce que le complexe à haut spin absorbe les photons dans les longueurs d'onde du rouge. En revanche, le complexe du fer(II) à bas spin K4[Fe(CN)6] paraît jaune pâle car il absorbe les photons violets de plus haute énergie. 
 En général, les ligands à champ fort provoquent un grand dédoublement des énergies des orbitales d de l'atome métallique central (Δ grand). Les composés de coordination des métaux de transition avec ces ligands sont jaune, orange ou rouge parce qu'ils absorbent la lumière violette ou bleue de plus haute énergie. 
 D'autre part, les composés de coordination des métaux de transition avec des ligands à champ faible sont souvent bleu-vert, bleu ou indigo parce qu'ils absorbent la lumière jaune, orange ou rouge de faible énergie. La force des ligands permettant de dédoubler les orbitales d est indiquée dans la série spectrochimique. Ici, les ligands sont inscrits suivant la valeur croissante de l'énergie de dédoublement du champ cristallin (Δ). 
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 Figure 2. Série spectrochimique. 
 Par exemple, un composé de coordination de l'ion Cu+ a une configuration d10, et toutes les orbitales eg sont remplies. Pour exciter un électron à un niveau plus élevé, comme l'orbitale 4p, des photons de très haute énergie sont nécessaires. Cette énergie correspond à des longueurs d'onde très courtes dans la région ultraviolette du spectre. Aucune lumière visible n'est absorbée, donc l'œil ne voit aucun changement, et le composé semble blanc ou incolore. Une solution contenant du [Cu(CN)2]−, par exemple, est incolore. D'autre part, les complexes octaédriques de Cu2+ ont une place vacance dans les orbitales eg, et les électrons peuvent être excités vers ce niveau. La longueur d'onde (énergie) de la lumière absorbée correspond à la partie visible du spectre, et les complexes de Cu2+ sont presque toujours colorés : bleu, bleu-vert violet ou jaune. 
 Magnétisme dans les complexes de coordination 
 Des preuves expérimentales de mesures magnétiques appuient la théorie des complexes à haut spin et bas spin. Les molécules comme O2 qui contiennent des électrons non appariés sont paramagnétiques. Les substances paramagnétiques sont attirées par les champs magnétiques. De nombreux complexes de métaux de transition ont des électrons non appariés et sont donc paramagnétiques. Les molécules comme N2 ainsi que les ions comme Na+ et [Fe(CN)6]4− qui ne contiennent aucun électron non apparié sont diamagnétiques. Les substances diamagnétiques ont une légère tendance à être repoussées par les champs magnétiques. 
 <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 Figure 3. Diagrammes d'orbitales des complexes octaédriques à l'état de haut spin et bas spin pour les systèmes d4, d5, d6 et d7. Cette distinction ne peut pas être faite pour les systèmes d1, d2, d3, d5, d8, d9 et d10. 
 Lorsqu'un électron dans un atome ou un ion n'est pas apparié, le moment magnétique dû à son spin rend l'atome ou l'ion entier paramagnétique. La taille du moment magnétique d'un système contenant des électrons non appariés est directement liée au nombre de ces électrons : plus le nombre d'électrons non appariés est élevé, plus le moment magnétique est important. Par conséquent, le moment magnétique observé est utilisé pour déterminer le nombre d'électrons non appariés présents. Le moment magnétique mesuré de d6 à bas spin de [Fe(CN)6]4#8722; confirme que le fer est diamagnétique, alors que d6 à haut spin de [Fe(H2O)6]2+ a quatre électrons non appariés avec un moment magnétique qui confirme cette disposition (figure 2). 
 Ce texte est adapté de<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds"> Openstax, Chemistry 2e, Section19.3 : Propriétés spectroscopiques et magnétiques des composés de coordination. </a>

Couleurs et magnétisme

Couleur dans les complexes de coordination
Lorsque les atomes ou les molécules absorbent la lumière à la bonne fréquence, leurs électrons sont excités vers des orbitales de plus haute énergie. Pour...

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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

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

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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

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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.

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Color and Spin in Coordination Complexes

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