Name: crystal field splitting in non-octahedral shapes
Uploaded: 2020-09-24T15:06:53.000Z
Duration: 2 min 46 s
Channel: JoVE

תאוריית שדה הגביש יכולה לשמש כדי למדל קומפלקסים מרובעים ומישוריים-מרובעים של מתכות מעבר באופן מקביל ליישום תאוריה זו בתרכובות אוקטהדרליות. לדוגמה, כדי לבנות מודל יון של הקומפלקס הטטרהדרלי טטרכולורניקלאט, כל ליגנדת כלור מוחלפת במטען נקודתי שלילי, מה שיוצר שדה גביש טטרהדרלי. בשל ההשפעה על שדה זה, אורביטלי dxy, dyz ו-dxz הם בעלי אנרגיה גבוהה יותר מאשר אורביטלי dx²-y² ו-dz².זה מיוחס לאינטראקציה החזקה יותר בין שדה הגביש הטטרהדרלי ואורביטלי dxy, dyz ו-dxz. האורביטלים בעלי האנרגיה הגבוהה יותר מאופיינים בסימטריית t₂ ומכונים סט t₂ בעוד שהאורביטלים בעלי האנרגיות הנמוכות יותר מאופיינים בסימטריית e ומהווים את סט e. בהשוואה לפיצול של אורביטלי d בתרכובות אוקטהדרליות, האנרגיות היחסיות של האורביטלים בתרכובות טטרהדרליות הן הפוכות ואנרגיית הפיצול של שדה הגביש, או Δtet, נמוכה יותר.בתרכובות מישוריות-מרובעות כמו יון טטרציאנוניקלאט כל הליגנדות נמצאות במישור xy. כאן שדה גביש מישורי-מרובע מושג באמצעות החלפת ליגנדות של ציאניד במטענים נקודותיים שליליים. תחת השפעתו של שדה זה, אורביטלי d של יון המתכת מתפצלים לארבע רמות אנרגיה שונות.כאן אורביטל dx²-y² הוא האורביטל בעל האנרגיה הגבוהה יותר והוא מאופיין באונות המצביעות למטעני הליגנדות. אורביטל dxy הוא הבא בתור מבחינת האנרגיה, והאונות שלו נמצאות באותו מישור כמו מטעני הליגנדות. אורביטל dz² הוא בעל אנרגיה נמוכה עוד יותר, המיוחסת לחפיפה קטנה בין אורביטל dz² ושדה הגביש במישור xy.סט האורביטלים בעלי האנרגיה הנמוכה יותר, dxz ו-dyz, מקיים אינטראקציות מינימליות יחסית עם שדה הגביש. אנרגיית הפיצול של שדה הגביש בתרכובות מרובעות-מישוריות, או Δsp, מוגדרת כהפרש האנרגייה בין האורביטל עם האנרגיה הכי גבוהה, dx²-y², והאורביטלים בעלי האנרגיה הכי נמוכה, dyz ו-dxz. בהנחה שאותו יון מתכת ואותן מולקולות ליגנדות נמצאות בכל הקומפלקסים, היחס בין דלתא tet, דלתא sp ודלתא oct הוא 0.44:1.7:1.

תורת שדות הקריסטל - קומפלקסים טטרהדרלים ומרובעים מישוריים

Crystal Field Theory - Tetrahedral and Square Planar Complexes

<div style="direction:rtl">

 קומפלקסים טטרהדרלים 

 תורת שדה הקריסטל (CFT) חלה על מולקולות בגיאומטריות שאינן אוקטהדרלית. בקומפלקסים אוקטהדרליים, האונות של האורביטלים dx2−y2 ו-dz2 מצביעות ישירות על הליגנדים. עבור קומפלקסים טטרהדרלים, האורביטלים d נשארים במקומם, אך עם ארבעה ליגנדים בלבד הממוקמים בין הצירים. אף אחד מהאורביטלים לא מצביע ישירות על הליגנדים הטטרהדרליים. עם זאת, האורביטלים dx2−y2 ו-dz2 (לאורך הצירים הקרטזיים) חופפים לליגנדים פחות מהאורביטלים dxy, dxz ו-dyzz. באנלוגיה למקרה האוקטהדרלי, ניתן לחזות את דיאגרמת האנרגיה עבור האורביטלים d בשדה קריסטלי טטרהדרלי, כפי שמוצג באיור 1. כדי למנוע בלבול, קבוצת eg האוקטהדרלית הופכת לקבוצת e טטרהדרלית, וקבוצת ה-t2g האוקטהדרלית הופכת ל-t2
 <img alt="תמונה 1" src="/files/ftp_upload/11462/11462_Image_1.png" style="text-align: center; height: 350px;"> 

 איור 1. פיצול של האורביטלים d של יון המתכת תחת שדות קריסטלים אוקטהדרליים וטטרהדרלים. בהשוואה לשדה הקריסטל האוקטהדרלי, דפוס הפיצול בשדה הקריסטל הטטרהדרלי הוא הפוך. אנרגיית פיצול השדה הקריסטלי של הקומפלקס האוקטהדרלי, או Δoct, גדולה יותר מאנרגיית פיצול השדה הקריסטלי של הקומפלקס הטטרהדרלי, Δtet . 

 מכיוון ש-CFT מבוסס על דחייה אלקטרוסטטית, האורביטלים הקרובים יותר לליגנדים יתערערו ויועלו באנרגיה ביחס לקבוצת האורביטלים האחרים. הפיצול קטן יותר מאשר עבור קומפלקסים אוקטהדרליים מכיוון שהחפיפה קטנה יותר, ולכן אנרגיית הפיצול של שדה הקריסטל, או Δtet היא בדרך כלל קטנה. 

 קומפלקסים מרובעים מישוריים 

 גיאומטריה נפוצה אחרת היא מרובע מישורי. אפשר להתייחס לגיאומטריה מרובעת מישורית כמבנה אוקטהדראלי עם זוג ליגנדים טרנאס שהוסרו. ההנחה היא שהליגנדים שהוסרו נמצאים על ציר ה-z. זה משנה את ההתפלגות של האורביטלים d, שכן האורביטלים על ציר ה-z או לידם הופכים ליציבים יותר, ואלו שעל או ליד ציר ה-x- או ה-y הופכים לפחות יציבים. כתוצאה מכך ה-t2g eg האוקטהדרלי מתפצל ונותן דפוס פיצול מסובך יותר (איור 2). 
 <img alt="תמונה 2" src="/files/ftp_upload/11462/11462_Image_2.png" style="text-align: center; height: 350px;"> 

 איור 2. פיצול של קבוצת t2g ושל קבוצת האורביטלים eg בשדה קריסטל מרובע מישורי. אנרגיית פיצול שדה הקריסטל של קומפלקסים מרובעים מישוריים, או Δsp, גדולה מ- Δoct. 

 טקסט זה מותאם מ <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds">Openstax, Chemistry 2e, Section 19.3: </a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds">S</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds">pectroscopic and Magnetic Properties of Coordination Compounds</a>.

</div>

מתחמי טטרהדרל 
תורת שדות הגבישים (CFT) ישימה למולקולות בגאומטריות שאינן אוקטהדרליות. בקומפלקסים אוקטהדרליים, האונות של ...

crystal-field-theory-tetrahedral-and-square-planar-complexes

Education

JoVE Core

Chemistry

כימיה

אחד

Transition Metals and Coordination Complexes

מתכות מעבר וקומפלקסים קואורדינציוניים

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

מונחים ומושגים מרכזיים

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 orbital energy diagram is therefore split in the opposite way from the octahedral case. The octahedral e g set becomes a tetrahedral e set, and the octahedral t 2 g set becomes a t 2 set. The splitting energy, called Δ tet, is usually small because the overlap is less than in octahedral complexes.

Square planar complexes can be viewed as octahedral structures with a pair of trans ligands removed. The removed ligands are assumed to be on the z-axis. This changes d orbital stability. Orbitals on or near the z-axis become more stable, while orbitals on or near the x- or y-axes become less stable. The octahedral t 2 g and e g sets split into a more complex pattern, and the crystal field splitting energy, Δ sp, is larger than Δ oct.

Crystal Field Splitting in Non-Octahedral Shapes

crystal-field-splitting-in-non-octahedral-shapes

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 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

Explore how crystal field theory explains d orbital splitting in tetrahedral and square planar complexes, including inverted splitting and larger square planar splitting.

Crystal Field Splitting in Non-Octahedral Shapes | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Crystal Field Splitting in Non-Octahedral Shapes

Description

Transcript

Tags