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

Kompleksy koordynacyjne wykazują różne geometrie, takie jak oktaedryczne, czworościenne i kwadratowo płaskie, w zależności od orbitali metali uczestniczących we współrzędnych wiązań kowalencyjnych.
Teoria wiązań walencyjnych (VBT) wyjaśnia to na podstawie hybrydyzacji orbitali s, p i d metalu. Hybrydyzacja zapewnia wolne orbitale o równoważnych energiach, które mogą koordynować się z wypełnionymi orbitalami ligandów.
Rozważmy kompleks oktaedryczny, heksafluorokobaltynian (III). Jon Co3+ ma częściowo wypełnione orbitale 3d6 i wolne orbitale 4s, 4p i 4d. 
Aby utworzyć kompleks, sześć pustych orbitali metalu, 4s, 4p i dwa 4d, jest hybrydyzowanych z sześcioma orbitalami sp3d2, które są skierowane w stronę rogów ośmiościanu. Orbitale hybrydowe akceptują samotne pary z sześciu grup fluorkowych, tworząc kompleks paramagnetyczny.
W hekaminokobalcie(III) grupy aminowe powodują przegrupowanie elektronów 3d kobaltu, tworząc dwa wolne orbitale 3d. 
Łączą się one z orbitalami 4s i 4p, aby wygenerować sześć orbitali hybrydowych d2sp3, które następnie koordynują się z sześcioma grupami amoniaku, tworząc kompleks diamagnetyczny. 
Rozważmy teraz kompleks czworościenny — tetrachloronikielian. Jon Ni2+ ma konfigurację 3d8. Puste orbitale 4s i 4p hybrydyzują, dając cztery orbitale sp3, które wskazują w kierunku rogów czworościanu. 
Tutaj cztery pary elektronów, po jednym z każdej grupy chlorkowej, zajmują orbitale hybrydowe, tworząc kompleks paramagnetyczny. 
Na koniec zbadaj kwadratowy płaski kompleks, taki jak tetrachloroplatynat. Jon Pt2+ ma konfigurację d8.
Grupy chlorkowe zmuszają elektrony 3d metalu do przegrupowania, tworząc wolny orbital. Wolny orbital łączy się z orbitalami 4s i dwoma orbitalami 4p, dając cztery orbitale hybrydowe dsp2 skierowane w kierunku rogów kwadratu.
Po zaakceptowaniu par elektronów z ligandów chlorkowych powstaje kompleks diamagnetyczny.
Chociaż kompleksy koordynacyjne różnią się kolorami i zachowaniem magnetycznym, VBT nie wyjaśnia ich widm elektronowych i zmian w ich zachowaniu magnetycznym wraz z temperaturą.

teoria wiązań walencyjnych

Valence Bond Theory

Związki i kompleksy koordynacyjne mają różne kolory, geometrię i zachowanie magnetyczne, w zależności od atomu/jonu metalu i ligandów, z których się składają. Próbując wyjaśnić wiązania i strukturę kompleksów koordynacyjnych, Linus Pauling zaproponował teorię wiązań walencyjnych, w skrócie VBT, wykorzystując koncepcje hybrydyzacji i nakładania się orbitali atomowych. Według VBT centralny atom lub jon metalu (kwas Lewisa) hybrydyzuje, tworząc puste orbitale o odpowiedniej energii. Orbitale te przyjmują pary elektronów z wypełnionych orbitali ligandów (zasad Lewisa), tworząc koordynacyjne kowalencyjne wiązania metal-ligand. Rodzaj hybrydyzacji i liczba orbitali hybrydowych determinują geometrię kompleksu.

<div class="overflow">
<table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
	<tbody>
		<tr>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">geometrii</td>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> Hybrydyzacja  </td>
		</tr>
		<tr>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Liniowa</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;">Tetraedryczny</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;"> Kwadratowy planarn </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;">Ośmiościan</td>
			<td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> d2sp3 or sp3d2 </td>
		</tr>
	</tbody>
</table>
</div>

W kompleksie czworościennym trzy wolne orbitale p i jeden wolny orbital s na metalu hybrydyzują, tworząc cztery orbitale hybrydowe sp3, które nakładają się na wypełnione orbitale ligandu, tworząc kowalencyjne wiązanie współrzędne. Podobnie tworzy się sześć orbitali hybrydowych dla kompleksów oktaedrycznych poprzez zmieszanie wolnych orbitali atomowych na centralnym jonie metalu (hybrydyzacja d2sp3 lub sp3d2). W przypadku kompleksów liniowych orbitale jeden s i jeden p nakładają się, co prowadzi do powstania dwóch orbitali hybrydowych sp.

Wewnętrzne i zewnętrzne kompleksy orbitalne

Siła zbliżających się ligandów wpływa na hybrydyzację orbitali atomowych na centralnym jonie metalu. Rozważmy przykład kompleksu oktaedrycznego, takiego jak [Co(NH3)6]3+. Jon Co3+ zawiera sześć elektronów na orbitali 3d i ma wolne orbitale 4s i 4p. Przychodzące ligandy NH3, które są ligandami silnego pola, zmuszają niesparowane elektrony 3d do zmiany układu i łączenia się w pary z innymi elektronami 3d. Tworzy to dwa wolne orbitale 3d, które łączą się z jednym orbitalem 4s i trzema orbitalami 4p, tworząc sześć równoważnych orbitali hybrydowych d2sp3. Sześć orbitali hybrydowych pokrywa się z wypełnionymi orbitalami atomowymi ligandów amoniaku, tworząc kompleks oktaedryczny. Ponieważ wewnętrzne orbitale d (3d) metalu biorą udział w hybrydyzacji, [Co(NH3)6]3+ jest wewnętrznym kompleksem orbitalnym. Ze względu na brak niesparowanych elektronów kompleks jest diamagnetyczny lub nazywany kompleksem o niskim spinie.

<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_1.png" style="text-align: center; height: 100px;" />

W innym kompleksie oktaedrycznym, takim jak [Co(F)6]3+, ponieważ ligand fluorkowy jest ligandem słabego pola, elektrony 3d6 metalu nie ulegają przegrupowaniu. Aby zapewnić wolne orbitale do hybrydyzacji, dwa najbardziej zewnętrzne puste orbitale 4d łączą się z jednym orbitalem 4s i trzema orbitalami 4p, tworząc sześć wolnych orbitali hybrydowych. Ponieważ stosowane są najbardziej zewnętrzne orbitale d, hybrydyzacja nazywana jest hybrydyzacją sp3d2, a kompleks nazywany jest kompleksem orbitali zewnętrznych. Obecność niesparowanych elektronów sprawia, że kompleks jest paramagnetyczny i stąd kompleksy te nazywane są również kompleksami wysokospinowymi.

<img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />

Kompleksy o wysokim spinie lub orbitali zewnętrznych są bardziej labilne i mniej stabilne (ze względu na wyższe energie orbitali sp3d2) w porównaniu z kompleksami o niskim spinie lub orbitalami wewnętrznymi.

Teoria wiązań walencyjnych

Związki i kompleksy koordynacyjne wykazują różne kolory, geometrie i zachowanie magnetyczne, w zależności od atomu/jonu metalu i ligandów, z których ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Chemia

Jeden

Transition Metals and Coordination Complexes

Metale przejściowe i kompleksy koordynacyjne

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

Kluczowe terminy i pojęcia

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

metal-ligand-bonds-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

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.

Metal Ligand Bonds 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.

Metal Ligand Bonds in Coordination Complexes

Description

Transcript

Tags