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

Координационные комплексы имеют различную геометрию:октаэдрическую, тетраэдрическую и плоскоквадратную, в зависимостей от орбиталей металлов, участвующих в координационных ковалентных связях. Теория валентных связей или ТВС объясняет это на основе гибридизации металла s-p-и d-орбиталей. Гибридизация обеспечивает вакантные орбитали с эквивалентными энергиями, которые могут координироваться c заполненными орбиталями лиганда.Рассмотрим октаэдрический комплекс гексафторокобальтат Ион Co³⁺имеет частично заполненные 3d⁶-орбитали и вакантные 4s-4p-и 4d-орбитали. Чтобы сформировать комплекс, шесть пустых орбиталей металла, 4s-4p-и две 4d-гибридизуются с шестью орбиталями sp³d², которые указывают на углы октаэдра. Гибридные орбитали принимают неподеленные пары из шести фторидных групп, чтобы сформировать парамагнитный комплекс.В гексамминкобальте(III)аминогруппы заставляют 3d-электроны кобальта перестраиваться, создавая две вакантные 3d-орбитали. Они объединяются с 4s-и 4p-орбиталями для образования шести гибридных орбиталей d²sp³, которые затем координированно связываются с 6 группами аммиака для образования диамагнитного комплекса. Теперь рассмотрим тетраэдрический комплекс тетрахлороникелат.Ион Ni²⁺имеет конфигурацию 3d⁸. Пустые 4s-и 4p-орбитали гибридизуются, создавая четыре sp³-орбитали, которые указывают на углы тетраэдра. Здесь четыре пары электронов, по одной от каждой хлоридной группы, занимают гибридные орбитали, образуя парамагнитный комплекс.Наконец, исследуйте плоскоквадратный комплекс вроде тетрахлороплатината. Ион Pt²⁺имеет конфигурацию d⁸. Хлоридные группы заставляют 3d-электроны металла перестраиваться, создавая пустую орбиталь.Свободная орбиталь объединяется с 4s-и двумя 4p-орбиталями, образуя четыре гибридных орбитали dsp², направленных к углам квадрата. При акцепте электронных пар от хлоридных лигандов образуется диамагнитный комплекс. Хотя координационные комплексы различаются по цвету и магнитному поведению, ТВС не объясняет их электронные спектры и изменения в их магнитном поведении в зависимости от температуры.

Теория Валентности Бонда

Valence Bond Theory

Координационные соединения и комплексы имеют разные цвета, геометрии и магнитное поведение, в зависимости от атома/иона металла и лигандов, из которых они состоят. Пытаясь объяснить связывание и структуру координационных комплексов, Линус Полинг предложил теорию валентной связи, или VBT, используя понятия гибридизации и перекрытия атомных орбиталей. Согласно VBT, центральный атом металла или ион (кислота Льюис) гибриды для обеспечения пустых орбиталей подходящей энергии. Эти орбитали принимают электронные пары из заполненных лигандовских орбит (оснований Льюиса) для формирования координатных ковалентных металлолигандовских связей. Тип гибридизации и количество гибридных орбиталей определяют геометрию комплекса. 
 <table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
 <tbody>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Геометрия </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> Гибридизация   </td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Линейный </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">процессор схд </td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Тетраэдр </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;"> Квадратный плоский  </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;">Октаэдр </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;"> d2sp3 или sp3d2  </td>
 </tr>
 </tbody>
 </table>
 В тетраэдрическом комплексе три свободных п орбита и одна вакантная s орбитальная на гибридизе металла для формирования четырех гибридных орбиталей sp3, которые перекрываются заполненными лигандными орбит для формирования ковалентной координатной связи. Аналогично, для октаэдрических комплексов создаются шесть гибридных орбиталей путем смешивания свободных атомных орбиталей на центральном ионе металла (гибридизация d2sp3 или sp3d2). В случае линейных комплексов один с и один п орбит перекрывают друг друга, что приводит к образованию двух сц гибридных орбит. 
 Внутренние и внешние орбитальные комплексы 
 Сила приближающихся лигандов влияет на гибридизацию атомных орбиталей на центральный металлический ион. Рассмотрим пример октаэдричного комплекса, такого как [Co(NH3)6]3+. Ион CO3+ содержит шесть электронов в трехмерных орбиталях и содержит свободные 4-и 4-процессорные орбитали. Входящие лиганды NH3, которые являются связками с сильным полем, заставляют неспаренные 3d-электроны перегруппировать и соединиться с другими трехмерными электронами. Это создает два свободных трехмерных орбиталей, которые в сочетании с одним 4-м и тремя 4-процессорными орбитами образуют шесть эквивалентных гибридных орбиталей d2sp3. Шесть гибридных орбиталей перекрывают заполненные атомные орбитали лигандов аммиака, образуя октаэдрический комплекс. Поскольку внутренние d (3d) орбит на металле участвуют в гибридизации, [Co(NH3)6]3+ является внутренним орбитальным комплексом. Из-за отсутствия неспаренных электронов комплекс является диамагнитным, или называется низкоспинным комплексом. 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_1.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
      В другом октаэдрическом комплексе, например, [Co(F)6]3+, поскольку лиганд фтора является слабым связином поля, электроны 3dv-6 металла не перегруппируют. Для обеспечения свободных орбиталей для гибридизации два самых дальних пустых четырехмерных орбита объединяются с одним 4s и тремя 4р орбит, образуя шесть свободных гибридных орбиталей. Так как используются самые дальние d орбит, гибридизация называется гибридизацией sp3d2, а комплекс называется внешним орбитальным комплексом. Наличие неспаренных электронов делает комплекс парамагнитным, и поэтому эти комплексы также известны как комплексы с высокой скоростью вращения. 
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11460/11460_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 Высокоспиновые или наружные орбитальные комплексы более трудны и менее стабильны (благодаря более высоким энергиям орбитальных комплексов sp3d2) по сравнению с малоспинными или внутренними орбитальными комплексами.

Координационные соединения и комплексы демонстрируют различные цвета, геометрию и магнитные свойства в зависимости от атома/иона металла и лигандов, из которых ...

Education

JoVE Core

Chemistry

Химия

Один

Transition Metals and Coordination Complexes

Переходные металлы и координационные комплексы

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ

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