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

전이 금속 복합체는 이러한 화합물에 의해 가시광선의 특정한 파장이 흡수되기 때문에 다양한 색을 보입니다. 빛은 낮은 에너지 수준에서 높은 에너지로 전자를 여기시키는 데 필요한 에너지를 가질 때 흡수됩니다. 결과적으로 전이 금속 복합체는 일반적으로 가시광선 범위에 있는 복합체의 결정장 분할 에너지 즉 델타와 일치하는 빛을 흡수합니다.

예를 들어 헥사플루오르코발트산 은 적색광을 강하게 흡수하지만 녹색광은 최소한으로 흡수하여 녹색으로 보입니다. 델타가 더 높은 헥사민코발트 는 높은 에너지 청색광을 강하게 흡수하지만 황색광은 최소한으로 흡수합니다. 따라서 헥사민코발트 는 노란색으로 보입니다.

헥사플루오르코발트산 의 작은 델타의 효과는 색상에 국한되지 않습니다. 델타가 헥사플루오르코발트산(III)과 같이 충분히 낮을 때 전자는 낮은 에너지 궤도에서 결합하기 전에 높은 에너지 궤도를 점유합니다. 여기서 델타는 동일한 궤도에 있는 전자 사이의 정전기 척력 에너지인 스핀 쌍 에너지에 비해 더 작습니다.

이와 같이 전자가 낮은 에너지 궤도상에서 짝을 이루는 스핀 쌍 에너지를 극복하는 것보다 델타를 극복하고 높은 에너지 궤도를 차지하는 것이 에너지적으로 더 실현 가능합니다. 반대로 헥사민 코발트(III)에서는 델타가 스핀 쌍 에너지보다 큽니다. 따라서 훈드의 규칙에서 예상한대로 전자는 낮은 에너지 궤도에서 쌍을 이루어 높은 에너지 궤도를 비워 둡니다.

이러한 전자 분포의 차이로 인해 Co 이온은 헥사플루오르코발트산염 의 4개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지지만 헥사민 코발트 의 짝을 이루지 않은 전자는 0개입니다. 따라서 전자는 높은 스핀의 복합체로 분류되고 후자는 낮은 스핀의 복합체로 분류됩니다. 일반적으로 작은 값의 델타와 관련된 약장 리간드는 높은 스핀의 복합체로 이어지고 높은 값의 델타를 촉진하는 강장 리간드는 낮은 스핀 복합체를 형성합니다.

높은 스핀 및 낮은 스핀 복합체는 아주 다른 자기 특성을 나타낼 수 있습니다. 예를 들어 스핀이 높은 헥사플루오로코발테이트 는 짝을 이루지 않은 전자로 인해 자석에 끌리며 이를 상자성이라고 합니다. 한편 낮은 스핀 헥사암민코발트 는 자석에 반발하며 반자성으로 표시됩니다.

색상과 자성

조정 복합체의 색상

원자나 분자가 적절한 주파수의 빛을 흡수하면 전자가 더 높은 에너지 궤도로 여기됩니다. 많은 주요 그룹 원자 및 분자의 경우 흡수된 광자는 전자기 스펙트럼의 자외선 범위에 있으며 이는 인간의 눈으로 감지할 수 없습니다. 배위 화합물의 경우, d 오비탈 사이의 에너지 차이로 인해 가시 범위의 광자가 흡수 및 방출될 수 있으며, 이는 인간의 눈에 색상으로 표시됩니다.

<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;" />

Figure 1. 가시광선과 흡광도의 전자기 스펙트럼.

전자가 전이하는 궤도의 상대 에너지의 작은 변화는 흡수된 빛의 색상에 급격한 변화를 가져올 수 있습니다. 따라서 배위 화합물의 색상은 다음과 같은 여러 요인에 따라 달라집니다.

<ol style="list-style-type: disc;">
	<li>다양한 수용성 금속 이온은 다양한 색상을 가질 수 있습니다.</li>
	<li>한 금속의 산화 상태가 다르면 다양한 색상이 나타날 수 있습니다.</li>
	<li>금속 중심에 배위된 특정 리간드는 배위 착물의 색상에 영향을 미칩니다. 예를 들어, 철(II) 착물 [Fe(H_2O)_6]SO_4는 높은 스핀 착물이 적색 파장의 광자를 흡수하기 때문에 청록색으로 나타납니다. 대조적으로, 낮은 스핀 철(II) 착물 K_4[Fe(CN)_6]은 더 높은 에너지의 보라색 광자를 흡수하기 때문에 연한 노란색으로 보입니다.</li>
</ol>

일반적으로 강한 장 리간드는 중심 금속 원자의 d 궤도 에너지에 큰 분할(큰 Δ)을 유발합니다. 이러한 리간드를 갖는 전이 금속 배위 화합물은 더 높은 에너지의 보라색 또는 파란색 빛을 흡수하기 때문에 노란색, 주황색 또는 빨간색입니다.

반면, 약한 전계 리간드를 갖는 전이 금속의 배위 화합물은 저에너지 노란색, 주황색 또는 빨간색 빛을 흡수하기 때문에 청록색, 파란색 또는 남색인 경우가 많습니다. d 오비탈을 분할하는 리간드의 강도는 분광화학 시리즈에 나열되어 있습니다. 여기서 리간드는 결정장 분할 에너지(Δ)의 증가하는 값으로 기록됩니다.

<img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />

Figure 2. 분광화학적 계열

예를 들어, Cu^+ 이온의 배위 화합물은 d^10 구성을 가지며, e_g 오비탈이 모두 채워져 있습니다. 4p 오비탈과 같은 더 높은 수준으로 전자를 자극하려면 매우 높은 에너지의 광자가 필요합니다. 이 에너지는 스펙트럼의 자외선 영역에서 매우 짧은 파장에 해당합니다. 가시광선이 흡수되지 않아 눈에는 변화가 보이지 않으며 화합물은 흰색 또는 무색으로 보입니다. 예를 들어, [Cu(CN)_2]^−를 포함하는 용액은 무색입니다. 반면, 팔면체 Cu^2+ 복합체는 예를 들어 궤도에 빈 공간이 있어 전자가 이 수준까지 여기될 수 있습니다. 흡수된 빛의 파장(에너지)은 스펙트럼의 가시 부분에 해당하며 Cu^2+ 복합체는 거의 항상 파란색, 청록색 보라색 또는 노란색으로 표시됩니다.

조정 복합체의 자성

자기 측정의 실험적 증거는 높은 스핀 및 낮은 스핀 복합체 이론을 뒷받침합니다. 짝을 이루지 않은 전자를 포함하는 O_2와 같은 분자는 상자성입니다. 상자성 물질은 자기장에 끌립니다. 많은 전이 금속 착물은 짝을 이루지 않은 전자를 갖고 있어 상자성을 띠고 있습니다. 짝을 이루지 않은 전자를 포함하지 않는 N_2와 같은 분자와 Na^+ 및 [Fe(CN)_6]^4-와 같은 이온은 반자성입니다. 반자성 물질은 자기장에 의해 반발되는 경향이 약간 있습니다.

<img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />

Figure 3. d^4, d^5, d^6 및 d^7 시스템에 대한 높은 스핀 상태와 낮은 스핀 상태의 팔면체 복합체의 궤도 다이어그램. d^1, d^2, d^3, d^5, d^8,d^9 및 d^10 시스템에서는 이러한 구별을 할 수 없습니다.

원자 또는 이온의 전자가 짝을 이루지 않으면 스핀으로 인한 자기 모멘트가 전체 원자 또는 이온을 상자성으로 만듭니다. 짝을 이루지 않은 전자를 포함하는 시스템의 자기 모멘트의 크기는 그러한 전자의 수와 직접적으로 관련됩니다. 짝을 이루지 않은 전자의 수가 많을수록 자기 모멘트도 커집니다. 따라서 관찰된 자기 모멘트는 존재하는 짝을 이루지 않은 전자의 수를 결정하는 데 사용됩니다. 낮은 스핀 d^6 [Fe(CN)_6]^4−의 측정된 자기 모멘트는 철이 반자성임을 확인하는 반면, 높은 스핀 d^6 [Fe(H_2O)_6]^2+에는 이러한 배열을 확인하는 자기 모멘트를 갖는 4개의 짝을 이루지 않은 전자가 있음을 확인합니다. (그림 2).

이 문서는 에서 발췌되었습니다 <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>

Coordination Complexes의 색상
원자 또는 분자가 적절한 주파수에서 빛을 흡수하면 전자는 더 높은 에너지의 궤도로 여기됩니다. 때문에...

Education

교육

JoVE Core

Chemistry

화학

하나

Transition Metals and Coordination Complexes

전이 금속과 배위 화합물

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

주요 용어 및 개념

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 화학은 간결하고 이해하기 쉬운 애니메이션을 통해 일반 화학 개념을 설명합니다. 또한, 과학자가 직접 고전실험과 연구실험을 진행하는 실사 영상을 제공합니다.

Color and Spin in Coordination Complexes

Description

Transcript