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

Geçiş metali kompleksleri, bu bileşikler tarafından görünür ışığın belirli dalga boylarının absorblanmasına atfedilen çeşitli farklı renkler sergiler. Bir elektronu daha düşük bir enerji seviyesinden daha yüksek bir enerji seviyesine çıkarmak için gerekli enerjiye sahip olduğunda ışık emilir. Sonuç olarak, geçiş metali kompleksleri genellikle, tipik olarak görünür ışık aralığında olan, kompleksin kristal alan ayırma enerjisini veya deltasına uyan ışığı emer.Örneğin, hexafluorocobaltate kırmızı ışığı güçlü bir şekilde emer, ancak minimum düzeyde yeşil ışığı absorbe ederek yeşil renkli görünmesine neden olur. Daha yüksek bir deltaya sahip olan Hexaamminecobalt yüksek enerjili mavi ışığı güçlü bir şekilde emer ancak sarı ışığı minimum düzeyde absorbe eder. Buna göre, hekzaamminkobalt sarı renkte görünür.Daha küçük heksaflorokobaltat deltasının etkileri rengiyle sınırlı değildir. Delta yeterince düşük olduğunda, hekzaflorokobaltatta olduğu gibi, elektronlar düşük enerjili orbitallerde eşleşmeden önce tek başına yüksek enerjili orbitalleri işgal eder. Burada delta, spin çifti enerjisine kıyasla daha küçüktür aynı yörüngedeki elektronlar arasındaki elektrostatik itmenin enerjisi.Bu nedenle, elektronların deltanın üstesinden gelmeleri ve yüksek enerjili orbitalleri işgal etmeleri, düşük enerjili orbitallerde çiftleşmek için spin-çifti enerjisinin üstesinden gelmekten enerjik olarak daha mümkündür. Aksine, hexaamminecobalt de delta, spin-eşleştirme enerjisinden daha büyüktür. Buna göre, elektronlar düşük enerjili yörüngelerde çiftleşir ve Hund kuralından beklendiği gibi yüksek enerjili yörüngeleri boş bırakır.Elektronik dağıtımdaki bu farkın bir sonucu olarak, Co iyonu heksaflorokobaltat içinde dört eşleşmemiş elektrona sahipken, heksaamminkobalt içinde sıfır eşleşmemiş elektrona sahiptir. Buna göre, birincisi yüksek spinli kompleks olarak ve ikincisi düşük spinli kompleks olarak etiketlenir. Genel olarak, küçük delta değerleri ile ilişkili zayıf alan ligandları yüksek spinli komplekslere yol açarken, yüksek delta değerlerini destekleyen güçlü alan ligandları düşük spinli kompleksler oluşturur.Yüksek spinli ve düşük spinli kompleksler çok farklı manyetik özellikler sergileyebilir. Örneğin, yüksek spinli heksaflorokobaltat eşleşmemiş elektronları nedeniyle bir mıknatıs tarafından çekilir ve paramanyetik olarak adlandırılır. Bu arada, düşük dönüş hexaamminecobalt bir mıknatıs tarafından itilir ve diyamanyetik olarak etiketlenir.

renkler ve manyetizma

Koordinasyon Komplekslerinde Renk
 
 Atomlar veya moleküller ışığı uygun frekansta emdiğinde, elektronları daha yüksek enerjili orbitallere uyarılır. Birçok ana grup atomu ve molekülü için, emilen fotonlar, insan gözü tarafından tespit edilemeyen elektromanyetik spektrumun ultraviyole aralığındadır. Koordinasyon bileşikleri için, d orbitalleri arasındaki enerji farkı genellikle görünür aralıktaki fotonların emilmesine ve yayılmasına izin verir, bu da insan gözü tarafından renk olarak görülür.
 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_1.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 
 Şekil 1.. Elektromanyetik spektrum görünür ışık ve absorbans.
 
 Elektronların geçiş yaptığı orbitallerin nispi enerjilerindeki küçük değişiklikler, emilen ışığın renginde ciddi kaymalara neden olabilir. Bu nedenle, koordinasyon bileşiklerinin renkleri, aşağıdaki gibi birçok faktöre bağlıdır:
 
 •  Farklı sulu metal iyonları farklı renklere sahip olabilir. 
 •  Bir metalin farklı oksidasyon durumları farklı renkler üretebilir. 
 •  Metal merkezine koordine olan spesifik ligandlar, koordinasyon komplekslerinin rengini etkiler. Örneğin, demir(II) kompleksi [Fe(H2O)6]SO4 mavi-yeşil görünür, çünkü yüksek spin kompleksi kırmızı dalga boylarındaki fotonları emer. Buna karşılık, düşük spin demir(II) kompleksi K4[Fe(CN)6] soluk sarı görünür, çünkü daha yüksek enerjili mor fotonları emer.
 
 Genel olarak, güçlü alan ligandları, merkezi metal atomunun d orbitallerinin enerjilerinde büyük bir bölünmeye neden olur (büyük Δ). Bu ligandlarla geçiş metali koordinasyon bileşikleri sarı, turuncu veya kırmızıdır, çünkü daha yüksek enerjili mor veya mavi ışığı emerler.
 
 Öte yandan, zayıf alan ligandlarına sahip geçiş metallerinin koordinasyon bileşikleri genellikle mavi-yeşil, mavi veya indigodur, çünkü daha düşük enerjili sarı, turuncu veya kırmızı ışığı emerler. Ligandların d orbitallerini bölme gücü spektrokimyasal serilerde listelenmiştir. Burada ligandlar, kristal alan bölme enerjisinin (Δ) artan değerinde yazılır.
 
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_2.png" style="text-align: center; height: 100px;" />
 
 Şekil 2.. Spektrokimyasal seriler.
 
 Örneğin, Cu+ iyonunun bir koordinasyon bileşiği bir d10 konfigürasyonuna sahiptir ve tüm eg orbitalleri doldurulur. Bir elektronu, 4p orbitali gibi daha yüksek bir seviyeye çıkarmak için çok yüksek enerjili fotonlar gereklidir. Bu enerji, spektrumun ultraviyole bölgesindeki çok kısa dalga boylarına karşılık gelir. Görünür ışık emilmez, bu nedenle göz herhangi bir değişiklik görmez ve bileşik beyaz veya renksiz görünür. Örneğin, [Cu(CN)2]− içeren bir çözelti renksizdir. Öte yandan, oktahedral Cu+2 kompleksleri eg orbitallerinde bir boşluğa sahiptir ve elektronlar bu seviyeye kadar uyarılabilir. Emilen ışığın dalga boyu (enerjisi) spektrumun görünür kısmına karşılık gelir ve Cu+2 kompleksleri hemen hemen her zaman renklidir—mavi, mavi-yeşil menekşe veya sarı.
 
 Koordinasyon Komplekslerinde Manyetizma
 
 Manyetik ölçümlerin deneysel kanıtı, yüksek ve düşük spin kompleksleri teorisini desteklemektedir. Eşleşmemiş elektronlar içeren O2 gibi moleküller paramanyetiktir. Paramanyetik maddeler manyetik alanlara çekilir. Birçok geçiş metali kompleksi eşleşmemiş elektronlara sahiptir ve bu nedenle paramanyetiktir. N2 gibi moleküller ve Na+ ve [Fe(CN)6]−4 gibi eşleşmemiş elektronlar içermeyen iyonlar diamanyetiktir. Diamanyetik maddelerin manyetik alanlar tarafından itilmesi için hafif bir eğilimi vardır.
 
 <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11463/11463_Image_3.png" style="text-align: center; height: 300px;" />
 
 Şekil 3.. d4, d5, d6 ve d7 sistemleri için yüksek ve düşük spin durumunda oktahedral komplekslerin yörünge diyagramları. Bu ayrım d1, d2, d3, d5, d8, d9 ve d10 sistemleri için yapılamaz.
 
 Bir atom veya iyondaki bir elektron eşleştirilmediğinde, spini nedeniyle manyetik moment tüm atomu veya iyonu paramanyetik hale getirir. Eşleştirilmemiş elektronları içeren bir sistemin manyetik momentinin boyutu doğrudan bu elektronların sayısıyla ilgilidir: eşleştirilmemiş elektronların sayısı ne kadar büyük olursa, manyetik moment o kadar büyük olur. Bu nedenle, gözlemlenen manyetik moment, mevcut eşleşmemiş elektronların sayısını belirlemek için kullanılır. Düşük spin d6 [Fe(CN)6]−4'ün ölçülen manyetik momenti demirin diamanyetik olduğunu doğrularken, yüksek spin d6 [Fe(H2O)6]+2, bu düzenlemeyi doğrulayan manyetik bir momente sahip dört eşleştirilmemiş elektrona sahiptir (Şekil 2).
 
 Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: <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>

Renkler ve Manyetizma

Koordinasyon Komplekslerinde Renk
Atomlar veya moleküller ışığı uygun frekansta emdiğinde, elektronları daha yüksek enerjili orbitallere uyarılır. İçin...

Education

JoVE Core

Chemistry

Kimya

Transition Metals and Coordination Complexes

Geçiş Metalleri ve Koordinasyon Kompleksleri

transition-metals-and-coordination-complexes

KEY TERMS AND CONCEPTS

TEMEL TERİMLER VE KAVRAMLAR

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 Kimya, özlü ve kolay anlaşılır animasyon video derslerini kullanarak genel kimya kavramlarına hayat veriyor. Ek olarak, bilim insanı uygulama videolarımız ile klasik ve orijinal araştırma deneylerini dünya çapında günümüz laboratuvarlarında görselleştiriyoruz.

Color and Spin in Coordination Complexes

Description

Transcript

Tags