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

배위 화합물은 배위 공유 결합에 참여하는 금속 궤도에 따라 팔면체, 사면체 및 정사각형 평면과 같은 다른 기하 구조를 나타냅니다. 원자가 결합 이론 즉 VBT는 s, p, d 궤도의 금속 혼성화를 기반으로 이를 설명합니다. 혼성화는 채워진 리간드 궤도에 배위할 수 있는 등가 에너지의 공궤도를 제공합니다.

팔면체 복합체, 헥사플루오르코발트산 을 고려하십시오. Co³⁺이온은 부분적으로 3d² 궤도와 공허한 4s, 4p, 4d 궤도를 채웠습니다. 복합체를 형성하기 위해 금속의 6 개의 빈 궤도인 4s, 4p 및 2개의 4d는 팔면체의 모서리를 가리키는 6개의 sp³d² 궤도에 혼성화됩니다.

혼성 궤도는 상자성 복합체를 형성하기 위해 6개의 불소 그룹에서 고독한 쌍을 받아들입니다. 헥사민 코발트(III)에서 아미노 그룹은 코발트의 3d 전자를 재배열하여 두 개의 공허한 3d 궤도를 만듭니다. 이는 4s 및 4p 궤도와 결합하여 6개의 d²sp³ 혼성 궤도를 생성한 다음 6개의 암모니아 그룹과 결합하여 반자성 복합체를 형성합니다.

이제 사면체 복합체인 테트라클로로니켈레이트를 생각해보십시오 Ni²⁺이온은 3d⁸ 구성을 가집니다. 빈 4s와 4p 궤도는 4면체의 모서리를 가리키는 4개의 sp² 궤도를 제공하기 위해 혼성화됩니다. 여기서 네 쌍의 전자가 각각의 염화물 그룹에서 한 쌍씩 상자성 복합체를 형성하기 위해 혼성 궤도를 차지합니다.

마지막으로 테트라클로로니켈레이트와 같은 정사각형 평면 복합체를 조사합니다. Pt²⁺이온은 d⁸ 구성을 갖습니다. 염화물 그룹은 금속의 3d 전자를 재배열하여 공궤도를 만듭니다.

공궤도는 4s 및 2개의 4p 궤도와 결합하여 사각형의 모서리를 향하는 4개의 dsp² 혼성 궤도를 제공합니다. 염화물 리간드로부터 전자쌍을 받아들이면 반자성 복합체가 형성됩니다. 배위 복합체는 색상과 자기 거동이 다양하지만 VBT는 전자 스펙트럼과 온도에 따른 자기 거동의 변화를 설명하지 않습니다.

원자가 결합 이론

Valence Bond Theory

배위 화합물 및 착물은 금속 원자/이온 및 이를 구성하는 리간드에 따라 다양한 색상, 기하학적 구조 및 자기적 거동을 나타냅니다. 배위 복합체의 결합과 구조를 설명하기 위해 리누스 폴링(Linus Pauling)은 혼성화와 원자 궤도의 중첩 개념을 사용하여 원자가 결합 이론(VBT)을 제안했습니다. VBT에 따르면 중심 금속 원자 또는 이온(루이스 산)은 혼성화하여 적절한 에너지의 빈 궤도를 제공합니다. 이 궤도는 채워진 리간드 궤도(루이스 염기)로부터 전자쌍을 받아 배위 공유 금속-리간드 결합을 형성합니다. 혼성화 유형과 혼성 궤도의 수에 따라 복합체의 기하학적 구조가 결정됩니다.

<div class="overflow">
<table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
	<tbody>
		<tr>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">기하학</td>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">혼성화</td>
		</tr>
		<tr>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">선형</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;">사면체</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;">스퀘어 플래나</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;">옥타히드랄</td>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">d2Sp3 또는 Sp3d2</td>
		</tr>
	</tbody>
</table>
</div>

사면체 착물에서는 금속 위의 비어 있는 p 오비탈 3개와 비어 있는 s 오비탈 1개가 혼성화하여 4개의 sp^3 혼성 오비탈을 형성하며, 이는 채워진 리간드 오비탈과 겹쳐 공유 배위 결합을 형성합니다. 마찬가지로 중심 금속 이온의 빈 원자 궤도를 혼합하여(d^2sp^3 또는 sp^3d^2 혼성화) 팔면체 복합체에 대해 6개의 혼성 오비탈이 생성됩니다. 선형 복합체의 경우 하나의 s 오비탈과 하나의 p 오비탈이 겹쳐서 두 개의 sp 하이브리드 오비탈이 형성됩니다.

내부 및 외부 궤도 복합체

접근하는 리간드의 강도는 중심 금속 이온의 원자 궤도의 혼성화에 영향을 미칩니다. [Co(NH_3)_6]^3+와 같은 팔면체 복합체의 예를 생각해 보십시오. Co^3+ 이온은 3d 오비탈에 6개의 전자를 포함하고 4s 및 4p 오비탈이 비어 있습니다. 강한 장 리간드인 유입되는 NH_3 리간드는 짝을 이루지 못한 3d 전자를 강제로 재배열하여 다른 3d 전자와 짝을 이루게 합니다. 이는 2개의 빈 3d 궤도를 생성하며, 이는 1개의 4s 궤도와 3개의 4p 궤도와 결합하여 6개의 동등한 d^2sp^3 하이브리드 궤도를 형성합니다. 6개의 하이브리드 궤도는 암모니아 리간드의 채워진 원자 궤도와 겹쳐 팔면체 복합체를 형성합니다. 금속의 내부 d(3d) 오비탈이 혼성화에 참여하므로 [Co(NH_3)_6]3+는 내부 오비탈 복합체입니다. 짝을 이루지 않은 전자가 없기 때문에 이 복합체는 반자성체이거나 저스핀 복합체라고 불립니다.

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[Co(F)_6]^3+와 같은 또 다른 팔면체 착물에서는 불화물 리간드가 약한 장 리간드이기 때문에 금속의 3d^6 전자가 재배열되지 않습니다. 혼성화를 위한 빈 혼성 오비탈을 제공하기 위해 가장 바깥쪽의 빈 4d 오비탈 중 두 개가 4s 오비탈 한 개와 4p 오비탈 세 개와 결합하여 빈 혼성 오비탈 6개를 형성합니다. 가장 바깥쪽의 d 오비탈을 사용하므로 혼성화를 sp^3d^2 혼성화라고 하고, 그 복합체를 외부 오비탈 복합체라고 합니다. 짝을 이루지 않은 전자의 존재는 복합체를 상자성으로 만들고, 따라서 이러한 복합체는 고스핀 복합체라고도 알려져 있습니다.

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높은 스핀 또는 외부 궤도 복합체는 낮은 스핀 또는 내부 궤도 복합체에 비해 더 불안정하고 덜 안정적입니다(sp^3d^2 궤도의 더 높은 에너지로 인해).

배위 화합물 및 복합체는 금속 원자 / 이온 및 리간드에 따라 다른 색상, 형상 및 자기 거동을 나타냅니다.

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Transition Metals and Coordination Complexes

전이 금속과 배위 화합물

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KEY TERMS AND CONCEPTS

주요 용어 및 개념

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...

valence bond theory

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 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.

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chemistry

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Metal Ligand Bonds in Coordination Complexes

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