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

Overgangsmetaalcomplexen vertonen een verscheidenheid aan verschillende kleuren, toegeschreven aan de absorptie van specifieke golflengten van zichtbaar licht door deze verbindingen. Licht wordt geabsorbeerd wanneer het de benodigde energie heeft om een elektron van een lager energieniveau naar een hoger te prikkelen. Dientengevolge absorberen overgangsmetaalcomplexen in het algemeen licht dat overeenkomt met de splitsingsenergie van het kristalveld, of delta, van het complex, dat typisch in het bereik van zichtbaar licht ligt.Hexafluorkobaltaat(III)absorbeert bijvoorbeeld sterk rood licht, maar absorbeert minimaal groen licht, waardoor het groen van kleur lijkt. Hexaamminekobalt(III)dat een hogere delta heeft, absorbeert sterk blauw licht met hoge energie, maar absorbeert minimaal geel licht. Dienovereenkomstig lijkt hexaamminekobalt(III)geel van kleur.De effecten van de kleinere delta van hexafluorkobaltaat(III)zijn niet beperkt tot de kleur. Wanneer de delta laag genoeg is, zoals in hexafluorkobaltaat(III)bezetten elektronen afzonderlijk de hoger-energetische orbitalen voordat ze paren in de lager-energetische orbitalen. Hier is delta kleiner in vergelijking met de energie van spin-pairing de energie van de elektrostatische afstoting tussen elektronen in dezelfde baan.Als zodanig is het energetisch meer haalbaar voor elektronen om delta te overwinnen en hoogenergetische orbitalen te bezetten dan om de spin-pairing-energie te overwinnen om in de laagenergetische orbitalen te paren. Daarentegen is in hexaamminekobalt(III)de delta groter dan de spin-pairing-energie. Dienovereenkomstig paren elektronen in de orbitalen met lagere energie, waardoor de orbitalen met hogere energie leeg blijven, zoals verwacht op basis van de regel van Hund.Als gevolg van dit verschil in elektronische distributie, terwijl het Co(III)ion vier ongepaarde elektronen heeft in hexafluorkobaltaat(III)heeft het nul ongepaarde elektronen in hexaamminekobalt(III)Dienovereenkomstig wordt het eerste geclassificeerd als een hoge-spin-complex en wordt het tweede als een lage-spin-complex bestempeld. Over het algemeen leiden liganden met een zwak veld, die worden geassocieerd met kleine waarden van delta, tot complexen met hoge spin, terwijl liganden met een sterk veld, die hoge waarden van delta bevorderen, complexen met lage spin vormen. Complexen met hoge spin en lage spin kunnen zeer verschillende magnetische eigenschappen vertonen.Het hexafluorkobaltaat(III)met hoge spin wordt bijvoorbeeld aangetrokken door een magneet vanwege zijn ongepaarde elektronen en wordt paramagnetisch genoemd. Ondertussen wordt het lage-spin hexaamminekobalt(III)afgestoten door een magneet en bestempeld als diamagnetisch.

kleuren en magnetisme

Kleur in coördinatiecomplexen Wanneer atomen of moleculen licht met de juiste frequentie absorberen, worden hun elektronen geëxciteerd naar orbitalen met hogere energie. Voor veel atomen en moleculen uit de hoofdgroep bevinden de geabsorbeerde fotonen zich in het ultraviolette bereik van het elektromagnetische spectrum, wat niet door het menselijk oog kan worden gedetecteerd. Voor coördinatieverbindingen zorgt het energieverschil tussen de d-orbitalen er vaak voor dat fotonen in het zichtbare bereik worden geabsorbeerd en uitgezonden, wat door het menselijk oog als kleuren wordt gezien. <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;"> Figuur 1. Elektromagnetisch spectrum van zichtbaar licht en absorptie. Kleine veranderingen in de relatieve energieën van de orbitalen waartussen elektronen overgaan, kunnen leiden tot drastische verschuivingen in de kleur van het geabsorbeerde licht. Daarom zijn de kleuren van de coördinatieverbindingen afhankelijk van vele factoren, zoals: •  Verschillende waterige metaalionen kunnen verschillende kleuren hebben. •  Verschillende oxidatietoestanden van één metaal kunnen verschillende kleuren produceren. •  Specifieke liganden die gecoördineerd zijn met het metaalcentrum beïnvloeden de kleur van coördinatiecomplexen. Het ijzer(II)complex [Fe(H2O)6]SO4 ziet er bijvoorbeeld blauwgroen uit omdat het high-spin-complex fotonen in de rode golflengten absorbeert. Daarentegen lijkt het ijzer(II)-complex met lage spin K4[Fe(CN)6] lichtgeel omdat het violette fotonen met hogere energie absorbeert. Over het algemeen veroorzaken liganden met een sterk veld een grote splitsing in de energieën van d-orbitalen van het centrale metaalatoom (grote Δ). Overgangsmetaalcoördinatieverbindingen met deze liganden zijn geel, oranje of rood omdat ze violet of blauw licht met hogere energie absorberen. Aan de andere kant zijn coördinatieverbindingen van overgangsmetalen met liganden met een zwak veld vaak blauwgroen, blauw of indigo omdat ze geel, oranje of rood licht met lagere energie absorberen. De sterkte van de liganden om de d-orbitalen te splitsen wordt vermeld in de spectrochemische reeksen. Hier worden de liganden geschreven in de toenemende waarde van de kristalveldsplitsingsenergie (Δ). <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;"> Figuur 2. Spectrochemische reeksen. Een coördinatieverbinding van het Cu+-ion heeft bijvoorbeeld een d10-configuratie en alle eg orbitalen zijn gevuld. Om een elektron naar een hoger niveau te exciteren, zoals de 4p-orbitaal, zijn fotonen met zeer hoge energie nodig. Deze energie komt overeen met zeer korte golflengten in het ultraviolette gebied van het spectrum. Er wordt geen zichtbaar licht geabsorbeerd, dus het oog ziet geen verandering en de verbinding lijkt wit of kleurloos. Een oplossing die bijvoorbeeld [Cu(CN)2]− bevat, is kleurloos. Aan de andere kant hebben octaëdrische Cu2+-complexen een afwezigheid in de eg-orbitalen, en kunnen elektronen tot dit niveau worden geëxciteerd. De golflengte (energie) van het geabsorbeerde licht komt overeen met het zichtbare deel van het spectrum, en Cu2+-complexen zijn bijna altijd gekleurd: blauw, blauwgroen violet of geel. Magnetisme in coördinatiecomplexen Experimenteel bewijs van magnetische metingen ondersteunt de theorie van complexen met hoge en lage spin. Moleculen zoals O2 die ongepaarde elektronen bevatten, zijn paramagnetisch. Paramagnetische stoffen worden aangetrokken door magnetische velden. Veel overgangsmetaalcomplexen hebben ongepaarde elektronen en zijn daarom paramagnetisch. Moleculen zoals N2 en ionen zoals Na+ en [Fe(CN)6]4− die geen ongepaarde elektronen bevatten, zijn diamagnetisch. Diamagnetische stoffen hebben een lichte neiging om door magnetische velden te worden afgestoten. <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;"> Figuur 3. Orbitale diagrammen van de octaëdrische complexen in de hoge en lage spintoestand voor de d4, d5, d6, en d7 systemen. Dit onderscheid kan niet worden gemaakt voor d1, d2, d3, d5, d8,d9 en d10 systemen. Wanneer een elektron in een atoom of ion ongepaard is, maakt het magnetische moment als gevolg van zijn spin het hele atoom of ion paramagnetisch. De grootte van het magnetische moment van een systeem dat ongepaarde elektronen bevat, houdt rechtstreeks verband met het aantal van dergelijke elektronen: hoe groter het aantal ongepaarde elektronen, hoe groter het magnetische moment. Daarom wordt het waargenomen magnetische moment gebruikt om het aantal aanwezige ongepaarde elektronen te bepalen. Het gemeten magnetische moment van d6 met lage spin [Fe(CN)6]4− bevestigt dat ijzer diamagnetisch is, terwijl d6 met hoge spin [Fe(H2O)6]2+ vier ongepaarde elektronen heeft met een magnetisch moment dat deze opstelling bevestigt (Figuur 2).

Kleuren en magnetisme

Color in Coordination Complexes
When atoms or molecules absorb light at the proper frequency, their electrons are excited to higher-energy orbitals. For ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Scheikunde

Eén

Transition Metals and Coordination Complexes

Overgangsmetalen en coördinatiecomplexen

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

BELANGRIJKE TERMEN EN CONCEPTEN

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

Tags