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

קומפלקסי מתכות מעבר מאופיינים במגוון צבעים שונים, המיוחסים לבליעה של אורכי גל מסוימים של אור נראה לעין על ידי תרכובות אלה. אור נבלע כשיש לו האנרגיה הדרושה לעורר אלקטרון מרמת אנרגיה נמוכה יותר לרמה גבוהה יותר. כתוצאה מכך, קומפלקסי מתכות מעבר בדרך כלל בולעים אור שתואם לאנרגיית הפיצול של שדה הגביש, או דלתא, של הקומפלקס, שנמצאת בדרך כלל בטווח האור הגלוי.לדוגמה, הקספלואורוקובלטאט(III)בולעת בעוצמה רבה אור אדום אך בעוצמה מעטה ביותר אור ירוק, ולכן היא נראית בצבע ירוק. הקסאמינקובאלט, בעלת דלתא גבוהה יותר, בולעת בעוצמה רבה אור כחול בעל אנרגיה גבוהה אך באופן מינימלי אור צהוב. בהתאם לכך, הקסאמינקובאלט(III)נראית צהובה בצבעה.ההשפעות של הדלתא הקטנה יותר של הקסאמינקובאלט(III)אינן מוגבלות לצבע. כשדלתא נמוכה דיה, כמו במקרה של הקסאמינקובלטאט(III)אלקטרונים מאכלסים באופן פרטני את האורביטלים בעלי האנרגיה הגבוהה יותר לפני שהם מזווגים באורביטלים בעלי האנרגיה הנמוכה יותר. כאן דלתא קטנה יותר בהשוואה לאנרגיית זיווג ספינים אנרגיית הדחייה האלקטרוסטטית בין אלקטרונים באותו אורביטל.לכן, יש היתכנות גבוהה יותר מבחינה אנרגטית שאלקטרונים יגברו על דלתא ויאכלסו אורביטלים בעלי אנרגיה גבוהה מאשר שיגברו על אנרגיית זיווג ספינים וייקשרו לאורביטלים בעלי האנרגיה הנמוכה. לעומת זאת, ב-הקסאמינקובאלט(III)הדלתא גדולה יותר מאשר אנרגיית זיווג הספין בהתאם לכך, אלקטרונים מזווגים באורביטלים בעלי האנרגיה הנמוכה ומשאירים את האורביטלים בעלי האנרגיה הגבוהה ריקים, כפי שחזה חוק הנד. כתוצאה מהפרש זה בפיזור האלקטרוני, בעוד שליון ה-Co(III)יש ארבעה אלקטרונים לא מזווגים ב-הקסאמינקובלטאט(III)יש לו אפס אלקטרונים לא מזווגים ב-הקסאמינקובאלט(III)בהתאם לכך, הקומפלקס הראשון מוגדר כקומפלקס ספין גבוה והשני מוגדר כקומפלקס ספין נמוך.באופן כללי, ליגנדות שדה חלש, המקושרות לערכים נמוכים של דלתא, מובילות לקומפלקסי ספין גבוה, בעוד שליגנדות שדה חזק, המקדמות ערכי דלתא גבוהים, יוצרות קומפלקסי ספין נמוך. קומפלקסי ספין גבוה ונמוך יכולים להיות בעלי תכונות מגנטיות שונות מאוד. לדוגמה, הקספלואורוקבולטאט(III)גבוה הספין נמשך למגנט בשל האלקטרונים הלא מזווגים שלו ונקרא פרמגנטי.לעומת זאת, הקסאמיןקובאלט(III)בעל אנרגיית הספין הנמוכה נדחה ממגנט ומכונה דיאמגנטי.

צבעים ומגנטיות

<div style="direction:rtl">

 צבע בקומפלקס קואורדינציה 

 כאשר אטומים או מולקולות סופגים אור בתדירות המתאימה, האלקטרונים שלהם מתרגשים לאורביטלים בעלי אנרגיה גבוהה יותר. עבור אטומים ומולקולות עיקריות רבות, הפוטונים הנספגים נמצאים בטווח האולטרה-סגול של הספקטרום האלקטרומגנטי, שאינו ניתן לזיהוי על ידי העין האנושית. עבור תרכובות קואורדינציה, הפרש האנרגיה בין האורביטלים d מאפשר לרוב לקלוט ולפלוט פוטונים בטווח הנראה, מה שנראה כצבעים על ידי העין האנושית. <img alt="תמונה 1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;"> איור 1. ספקטרום אלקטרומגנטי של אור נראה וספיגה. 

 שינויים קטנים באנרגיות היחסיות של האורביטלים שביניהם עוברים אלקטרונים יכולים להוביל לשינויים דרסטיים בצבע האור הנקלט. לכן, הצבעים של תרכובות הקואורדינטיביות תלויים בגורמים רבים, כמו: 

 <ul style="padding-right: 35px; list-style-type: disc;">
 <li style="text-align: right;">יונים מתכת מימיים שונים יכולים להיות בעלי צבעים שונים.</li>
 <li style="text-align: right;">מצבי חמצון שונים של מתכת אחת יכולים לייצר צבעים שונים.</li>
 <li style="text-align: right;">ליגנדים ספציפיים המתואמים למרכז המתכת משפיעים על צבעם של קומפלקסים קואורדינטיבים. לדוגמה, קומפלקס הברזל(II) [Fe(H2O)6]SO4 נראה כחול-ירוק מכיוון שהקומפלקס בעל הספין הגבוה סופג פוטונים באורכי הגל האדומים. לעומת זאת, קומפלקס הברזל(II) בעל ספין נמוך K4[Fe(CN)6] נראה צהוב חיוור מכיוון שהוא סופג פוטונים סגולים בעלי אנרגיה גבוהה יותר.</li>
 </ul>

 באופן כללי, ליגנדים בעלי שדה חזק גורמים לפיצול גדול באנרגיות של אורביטלים d של אטום המתכת המרכזי (Δ גדול). תרכובות קואורדינציה מתכת מעבר עם ליגנדים אלה הם צהובים, כתומים או אדומים מכיוון שהם סופגים אור סגול או כחול בעל אנרגיה גבוהה יותר. 

 מצד שני, תרכובות קואורדינציה של מתכות מעבר עם ליגנדים בעלי שדה חלש הן לרוב כחול-ירוק, כחול או אינדיגו מכיוון שהן סופגות אור צהוב, כתום או אדום באנרגיה נמוכה יותר. כוחם של הליגנדים לפצל את האורביטלים d מופיעים בסדרה הספקטרוכימית.. כאן כתובים הליגנדים בערך הגובר של אנרגיית פיצול שדה קריסטל (Δ).
 <img alt="תמונה 2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;"> איור 2. סדרה ספקטרוכימית. 

 לדוגמה, לתרכובת קואורדינציה של יון Cu+ יש תצורת d10, וכל האורביטלים eg ממולאים. כדי לעורר אלקטרון לרמה גבוהה יותר, כמו אורביטל 4p, יש צורך בפוטונים בעלי אנרגיה גבוהה מאוד. אנרגיה זו מתאימה לאורכי גל קצרים מאוד באזור האולטרה סגול של הספקטרום. אור נראה לא נספג, כך שהעין לא רואה שינוי, והתרכובת נראית לבנה או חסרת צבע. תמיסה המכילה [Cu(CN)2]−, למשל, היא חסרת צבע. מצד שני, לקומפלקסים אוקטהדרליים Cu2+ יש מקום פנוי באורביטלים eg, וניתן לעורר אלקטרונים לרמה זו. אורך הגל (האנרגיה) של האור הנקלט תואם לחלק הגלוי של הספקטרום, וקומפלקסים Cu2+ הם כמעט תמיד בצבעים - כחול, כחול-ירוק סגול או צהוב. 

 מגנטיות בקומפלקסים קואורדינציה 

 עדויות ניסוי של מדידות מגנטיות תומכות בתיאוריה של קומפלקס ספין גבוה ונמוך. מולקולות כגון O2 המכילות אלקטרונים לא מזווגים הן פרמגנטיות. חומרים פרמגנטיים נמשכים לשדות מגנטיים. לקומפלקסים רבים של מתכת מעבר יש אלקטרונים לא מזווגים ולכן הם פרמגנטיים. מולקולות כגון N2 ויונים כגון Na+ ו-[Fe(CN)6]4− שאינן מכילות אלקטרונים בלתי מזווגים הן דיאמגנטיות. לחומרים דיאמגנטיים יש נטייה קלה להידחה על ידי שדות מגנטיים. <img alt="תמונה 3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;"> 

 איור 3. דיאגרמות אורביטליות של הקומפלקסים האוקטהדרליים במצב ספין גבוה ונמוך עבור מערכות d4, d5, d6 ו-d7. לא ניתן לעשות הבחנה זו עבור מערכות d1, d2, d3, d5, d8,d9 ו-d10.

 כאשר אלקטרון באטום או יון אינו מזווג, המומנט המגנטי עקב הספין שלו הופך את האטום או היון כולו לפרמגנטי. גודל המומנט המגנטי של מערכת המכילה אלקטרונים בלתי מזווגים קשור ישירות למספר האלקטרונים הללו: ככל שמספר האלקטרונים הלא מזווגים גדול יותר, המומנט המגנטי גדול יותר. לכן, המומנט המגנטי הנצפה משמש לקביעת מספר האלקטרונים הבלתי מזווגים הנמצאים. המומנט המגנטי הנמדד של ספין נמוך d6 [Fe(CN)6]4−− מאשר שברזל הוא דיאמגנטי, ואילו בספין גבוה d6 [Fe(H2O)6]2+ יש ארבעה אלקטרונים לא מזווגים עם מומנט מגנטי המאשר סידור זה (איור 2).

 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, Section19.3: Spectroscopic and Magnetic Properties of Coordination Compounds.</a></div>

צבע במתחמי קואורדינציה
כאשר אטומים או מולקולות בולעים אור בתדירות הנכונה, האלקטרונים שלהם מעוררים לאורביטלים בעלי אנרגיה גבוהה יותר. בשביל...

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

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

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

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 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 coordination complexes get their colors, why ligands change light absorption, and how magnetic measurements reveal unpaired electrons in transition metal complexes.

Color and Spin in Coordination Complexes | 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.

Color and Spin in Coordination Complexes

Description

Transcript