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

Os complexos metálicos de transição exibem uma variedade de cores diferentes, atribuído à absorção de comprimentos de onda específicos da luz visível por estes compostos. A luz é absorvida quando tem a energia necessária para excitar um eletrão a partir de um nível de energia mais baixo para um nível mais alto. Consequentemente, os complexos metálicos de transição em geral absorvem a luz correspondente à divisão da energia do campo de cristal, ou delta, do complexo, que está tipicamente na faixa da luz visível.Por exemplo, o hexafluorocobalato(III)absorve fortemente a luz vermelha, mas absorve minimamente a luz verde, levando-o a aparecer de cor verde. O hexaamminecobalto(III)que tem um delta mais alto, absorve fortemente a luz azul de alta energia mas absorve minimamente a luz amarela. Em conformidade, o hexaamminecobalto(III)aparece amarelo.Os efeitos do delta menor do hexafluorocobalato(III)não estão limitados à sua cor. Quando o delta é suficientemente baixo, como no hexafluorocobalato(III)os elétrons ocupam sozinhos as orbitais de alta energia antes de emparelhar nos orbitais de baixo consumo de energia. Aqui, o delta é menor em comparação com a energia de par de centrifugação a energia da repulsão eletrostática entre elétrons no mesmo orbital.Como tal, é mais energeticamente viável para os elétrons ultrapassarem o delta e ocuparem os orbitais de alta energia do que ultrapassar a energia de emparelhamento para emparelhar nas orbitais de baixo consumo de energia. Em contrapartida, no hexaamminecobalto(III)o delta é maior do que a energia do par de centrifugação. Consequentemente, o par de elétrons nas orbitais de baixo consumo de energia, deixando os orbitais de energia superior vagos, como se esperava da regra de Hund.Como consequência desta diferença na distribuição eletrónica, enquanto o íon Co(III)tem quatro elétrons não emparelhados no hexafluorocobalato(III)tem zero elétrons não emparelhados no hexaamminecobalto(III)Por conseguinte, o primeiro é classificado como um complexo de alta rotação e este último é rotulado como um complexo de baixa rotação. Em geral, os ligantes de campo fraco, que estão associados a pequenos valores de delta, levam a complexos de alta rotação, enquanto os ligantes de campo forte, que promovem valores elevados de delta, formam complexos de baixa rotação. Os complexos de alta rotação e baixa rotação podem exibir propriedades magnéticas muito diferentes.Por exemplo, o hexafluorocobalato(III)de alta rotação é atraído por um ímã devido aos seus elétrons não emparelhados e é chamado de paramagnético. Entretanto, o hexaamminecobalto(III)de baixa rotação é repelido por um ímã e rotulado como diamagnético.

cores e magnetismo

Cor em Complexos de Coordenação
Quando átomos ou moléculas absorvem luz na frequência adequada, os seus eletrões são excitados para órbitas de maior energia. Para muitos átomos e moléculas do grupo principal, os fotões absorvidos estão na faixa ultravioleta do espectro eletromagnético, que não pode ser detectada pelo olho humano. Para os compostos de coordenação, a diferença de energia entre as orbitais d permite frequentemente que os fotões na gama visível sejam absorvidos e emitidos, o que é visto como cores pelo olho humano.
<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
Figura 1. Espectro eletromagnético de luz visível e absorvância.
Pequenas alterações nas energias relativas das orbitais entre as quais os eletrões estão a transitar podem levar a mudanças drásticas na cor da luz absorvida. Portanto, as cores dos compostos de coordenação dependem de muitos factores, como:
•  Diferentes iões de metal aquosos podem ter cores diferentes. 
•  Diferentes estados de oxidação de um metal podem produzir cores diferentes. 
•  Ligandos específicos coordenados ao centro metálico influenciam a cor dos complexos de coordenação. Por exemplo, o complexo de ferro(II) [Fe(H2O)6]SO4 aparece como azul-verde porque o complexo de alto spin absorve fotões nos comprimentos de onda vermelhos. Em contraste, o complexo de ferro(II) de baixo spin K4[Fe(CN)6] aparece como amarelo pálido porque absorve fotões violeta de maior energia.
No geral, ligandos de campo forte causam uma grande divisão nas energias de orbitais d do átomo central de metal (Δ grande). Compostos de coordenação de metais de transição com estes ligandos são amarelos, alaranjados, ou vermelhos porque absorvem a luz violeta ou azul de maior energia.
Por outro lado, os compostos de coordenação de metais de transição com ligandos de campo fraco são muitas vezes azul-verde, azul, ou índigo porque absorvem luz amarela, laranja, ou vermelha de menor energia. As forças dos ligandos para dividirem as orbitais d estão listadas na série espectroquímica. Aqui os ligandos estão escritos por valor crescente da energia de divisão de campo cristalino (Δ).
<img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
Figura 2. Série espectroquímica.
Por exemplo, um composto de coordenação do ião Cu+ tem uma configuração d10, e todas as orbitais eg estão preenchidas. Para excitar um eletrão para um nível mais elevado, como a orbital 4p, são necessários fotões de energia muito elevada. Esta energia corresponde a comprimentos de onda muito curtos na região ultravioleta do espectro. Nenhuma luz visível é absorvida, portanto o olho não vê nenhuma alteração, e o composto aparece como branco ou incolor. Uma solução contendo [Cu(CN)2]−, por exemplo, é incolor. Por outro lado, complexos octaédricos Cu2+ têm uma vaga nas orbitais eg, e os eletrões podem ser excitados para este nível. O comprimento de onda (energia) da luz absorvida corresponde à parte visível do espectro e os complexos Cu2+ são quase sempre coloridos—azul, azul-verd, violeta, ou amarelo.
Magnetismo nos Complexos de Coordenação
A evidência experimental de medições magnéticas suporta a teoria de complexos de alto e baixo spin. Moléculas como O2 que contêm eletrões não emparelhados são paramagnéticas. As substâncias paramagnéticas são atraídas por campos magnéticos. Muitos complexos de metais de transição têm eletrões não emparelhados e, por conseguinte, são paramagnéticos. Moléculas como N2 e iões como Na+ e [Fe(CN)6]4− que não contêm eletrões não emparelhados são diamagnéticos. As substâncias diamagnéticas têm uma ligeira tendência para serem repelidas por campos magnéticos.
<img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
Figura 3. Diagramas orbitais dos complexos octaédricos no estado de alto e baixo spin para os sistemas d4, d5, d6, e d7. Esta distinção não pode ser feita para os sistemas d1, d2, d3, d5, d8,d9 e d10.
Quando um eletrão em um átomo ou ião é desemparelhado, o momento magnético devido ao seu spin torna todo o átomo ou ião paramagnético. O tamanho do momento magnético de um sistema que contém eletrões não emparelhados está diretamente relacionado com o número desses eletrões: quanto maior for o número de eletrões não emparelhados, maior será o momento magnético. Portanto, o momento magnético observado é usado para determinar o número de eletrões não emparelhados presentes. O momento magnético medido de d6 [Fe(CN)6]4− de baixo spin confirma que o ferro é diamagnético, enquanto que d6 [Fe(H2O)6]2+ de alto spin tem quatro eletrões não emparelhados com um momento magnético que confirma esta disposição (Figura 2).
Este texto é adaptado de <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>

Cores e Magnetismo

Cor em complexos de coordenação
Quando átomos ou moléculas absorvem luz na frequência adequada, seus elétrons são excitados para orbitais de energia mais alta. Durante...

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Transition Metals and Coordination Complexes

Metais de Transição e Complexos de Coordenação

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMOS-CHAVE E CONCEITOS

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.

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Color and Spin in Coordination Complexes

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