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

Комплексы переходных металлов обладают множеством разных цветов, что связано с поглощением этими соединениями определенных длин волн видимого света. Свет поглощается, когда у него есть энергия, необходимая для возбуждения электрона с более низкого энергетического уровня на более высокий. Следовательно, комплексы переходных металлов обычно поглощают свет, соответствующий энергии расщепления кристаллического поля или дельта комплекса, который обычно находится в диапазоне видимого света.Например, гексафторокобальтат(III)интенсивно поглощает красный свет, но минимально поглощает зеленый в результате чего приобретает зеленый цвет. Гексаамминкобальт(III)имеющий более высокое дельта, сильно поглощает высокоэнергетичный синий свет, но минимально поглощает желтый. Соответственно, гексаамминкобальт(III)имеет желтый цвет.Эффекты меньшего дельта гексафторокобальтата(III)ограничиваются его цветом. Когда дельта достаточно мало, как в гексафторкобальтате(III)электроны по отдельности занимают орбитали с более высокой энергией, а затем спариваются на орбиталях с более низкой энергией. Здесь дельта меньше по сравнению с энергией спин-спаривания энергией электростатического отталкивания между электронами на одной орбитали.Таким образом, для электронов энергетически более возможно преодолеть дельта и занять высокоэнергетические орбитали, чем преодолеть энергию спаривания спинов для образования пары на низкоэнергетических орбиталях. Напротив, в гексаамминкобальте(III)дельта больше, чем энергия спаривания спинов. Соответственно, электроны спариваются на орбиталях с более низкой энергией, оставляя орбитали с более высокой энергией свободными, как и ожидалось из правила Хунда.Вследствие этой разницы в распределении электронов ион Co(III)имеет четыре неспаренных электрона в гексафторкобальтате(III)а в гексаамминкобальте(III)у него ноль неспаренных электронов. Соответственно, первый классифицируется как высокоспиновый комплекс, а последний обозначен как низкоспиновый комплекс. В общем, лиганды слабого поля, которые связаны с небольшими значениями дельта, приводят к высокоспиновым комплексам, в то время как лиганды сильного поля, которые способствуют высоким значениям дельта, образуют низкоспиновые комплексы.Высоко-и низкоспиновые комплексы могут иметь очень разные магнитные свойства. Например, высокоспиновый гексафторокобальтат(III)притягивается магнитом из-за его неспаренных электронов и называется парамагнитным. Между тем, низкоспиновый гексаамминкобальт(III)отталкивается магнитом и обозначается как диамагнитный.

Цвета и магнетизм

Цвет в координационных комплексах 
 Когда атомы или молекулы поглощают свет с надлежащей частотой, их электроны возбуждаются к более высоким энергетическим орбиталям. Для многих атомов и молекул основной группы поглощенные фотоны находятся в ультрафиолетовом диапазоне электромагнитного спектра, который не может быть обнаружен человеческим глазом. Для координационных соединений, разница в энергии между d орбиталями часто позволяет поглощать и излучать фотоны в видимом диапазоне, который воспринимается человеческим глазом как цвет. 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 Рисунок 1. Электромагнитный спектр видимого света и поглощения. 
 Небольшие изменения относительных энергий орбиталей, между которыми происходит переход электронов, могут привести к резким сдвигам в цвете поглощаемого света. Поэтому цвета координационных соединений зависят от многих факторов, таких как: 
 • различные водянистой металл-ионы могут иметь разные цвета. 
 •  различные состояния окисления одного металла могут давать разные цвета. 
 •  специфические лиганды, скоординированные с центром металла, влияют на цвет координационных комплексов. Например, железный(II) комплекс [Fe(H2O)6]SO4 выглядит сине-зеленым, так как высокоспиновой комплекс поглощает фотоны на красных длинах волн. В отличие от этого, комплекс K4[Fe(CN)6] с низким отжима железа(II) выглядит бледно-желтым, поскольку поглощает высокоэнергетические фиолетовые фотоны. 
 В целом, сильнопольные лиганды вызывают большое расщепление энергий d орбиталей центрального атома металла (большой Δ). Переходные соединения по координации металлов с этими лигандами желтыми, оранжевыми или красными, потому что они поглощают более энергичный фиолетовый или синий свет. 
 С другой стороны, координационные соединения переходных металлов со слабовидными лигандами часто бывают сине-зелеными, синими или индиго, потому что они поглощают менее энергичные желтые, оранжевые или красные фонари. Прочность лигандов, разделенных d orbitals, указана в серии спектрохимических веществ. Здесь лиганды написаны в возрастающей ценности энергии расщепления кристаллического поля (Δ). 
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 Рисунок 2. Серия спектрохимических веществ. 
 Например, координационный состав Cu+ иона имеет конфигурацию d10, и все, например, орбит, заполнены. Чтобы возбудить электрон на более высоком уровне, например, на орбиту 4p, необходимы фотоны очень высокой энергии. Эта энергия соответствует очень коротким длинам волн в ультрафиолетовой области спектра. Видимый свет не поглощается, поэтому глаз не видит изменений, и соединение становится белым или бесцветным. Например, раствор, содержащий [Cu(CN)2], бесцветный. С другой стороны, октаэдрические комплексы Cu2+ имеют вакансию в эг орбит, и электроны могут быть возбуждены до этого уровня. Длина волны (энергии) поглощенного света соответствует видимой части спектра, а комплексы Cu2+ почти всегда окрашены — синий, сине-зеленый фиолетовый или желтый. 
 Магнетизм в координационных комплексах 
 Экспериментальные доказательства магнитных измерений поддерживают теорию высокои низкоспиновых комплексов. Такие молекулы, как O2, содержащие неспаренные электроны, являются парамагнитными. Парамагнитные вещества притягиваются к магнитным полям. Многие комплексы переходных металлов имеют неспаренные электроны и, следовательно, парамагнитные. Такие молекулы, как N2 и ионы, как Na+ и [Fe(CN)6]4, не содержащие неспаренных электронов, являются диаметральными. Диамагнитные вещества имеют незначительную склонность к отражению магнитными полями. 
 <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 Рисунок 3. Орбитальные диаграммы октаэдрических комплексов в высоком и низком спин-состоянии для d4, d5, d6, и d7 systems. Это различие не может быть сделано для систем d1, d2, d3, d5, d8, d9 и d10. 
 Когда электрон в атоме или ионе не сопряжен, магнитный момент, вызванный его спин, делает весь атом или ион парамагнитным. Размер магнитного момента системы, содержащей неспаренные электроны, напрямую связан с количеством таких электронов: Чем больше число неспаренных электронов, тем больше магнитный момент. Поэтому наблюдаемый магнитный момент используется для определения количества неспаренных электронов. Измеренный магнитный момент низкоспинового d6 [Fe(CN)6]4- подтверждает, что железо диамагнетическое, в то время как высокоспиновый d6 [Fe(H2O)6]2+ имеет четыре неспаренных электрона с магнитным моментом, подтверждающим это расположение (рис. 2). 
 Этот текст адаптирован из<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/19-3-spectroscopic-and-magnetic-properties-of-coordination-compounds"> Openstax, Химия 2е изд., Section19.3: Спектроскопические и магнитные свойства координационных соединений. </a>

Цвет в координационных комплексах
Когда атомы или молекулы поглощают свет с нужной частотой, их электроны возбуждаются к орбиталям с более высокой энергией. Для...

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

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