19.3: Propiedades ópticas y magnéticas de los compuestos de coordinación

Objetivos de aprendizaje

• Esbozar la premisa básica de la teoría de campos cristalinos (CFT)
• Identificar geometrías moleculares asociadas con diversos patrones de división orbital d
• Predecir configuraciones electrónicas de orbitales d divididos para átomos o iones de metales de transición seleccionados
• Explicar las propiedades espectrales y magnéticas en términos de conceptos CFT

El comportamiento de los compuestos de coordinación no puede explicarse adecuadamente por las mismas teorías utilizadas para la química de los elementos del grupo principal. Las geometrías observadas de los complejos de coordinación no son consistentes con orbitales hibridados en el metal central que se superponen con orbitales de ligando, como sería predicho por la teoría de enlaces de valencia. Los colores observados indican que los orbitales d a menudo ocurren a diferentes niveles de energía en lugar de ser todos degenerados, es decir, de igual energía, como lo son los tres orbitales p. Para explicar las estabilidades, estructuras, colores y propiedades magnéticas de los complejos de metales de transición, se ha desarrollado un modelo de unión diferente. Así como la teoría del enlace de valencia explica muchos aspectos de la unión en la química de grupos principales, la teoría del campo cristalino es útil para comprender y predecir el comportamiento de los complejos de metales de transición.

Teoría del Campo Cristalino

Para explicar el comportamiento observado de los complejos de metales de transición (como surgen los colores), se ha desarrollado un modelo que involucra interacciones electrostáticas entre los electrones de los ligandos y los electrones en los orbitales d no hibridados del átomo metálico central. Este modelo electrostático es la teoría del campo cristalino (CFT). Nos permite comprender, interpretar y predecir los colores, el comportamiento magnético y algunas estructuras de los compuestos de coordinación de los metales de transición.

CFT se enfoca en los electrones no enlazantes en el ion metálico central en complejos de coordinación, no en los enlaces metal-ligando. Al igual que la teoría del vínculo de valencia, CFT cuenta solo una parte de la historia del comportamiento de los complejos. Sin embargo, le dice a la parte que la teoría del vínculo de valencia no lo hace. En su forma pura, CFT ignora cualquier enlace covalente entre ligandos e iones metálicos. Tanto el ligando como el metal se tratan como cargas puntuales infinitesimalmente pequeñas.

Todos los electrones son negativos, por lo que los electrones donados de los ligandos repelerán a los electrones del metal central. Consideremos el comportamiento de los electrones en los orbitales d no hibridados en un complejo octaédrico. Los orbitales de cinco d constan de regiones en forma de lóbulo y están dispuestos en el espacio, como se muestra en la Figura\(\PageIndex{1}\). En un complejo octaédrico, los seis ligandos se coordinan a lo largo de los ejes.

Figura\(\PageIndex{1}\): Aquí se muestran las características direccionales de los orbitales de cinco d. Las porciones sombreadas indican la fase de los orbitales. Los ligandos (L) se coordinan a lo largo de los ejes. Para mayor claridad, los ligandos se han omitido de la\(d_{x^2−y^2}\) órbita para que se puedan mostrar las etiquetas del eje.

Esta figura incluye diagramas de orbitales de cinco d. Cada diagrama incluye tres ejes. El eje z es vertical y se denota con una flecha que apunta hacia arriba. Se etiqueta “z” en el primer diagrama. Las flechas identifican de manera similar el eje x con una flecha que apunta desde la parte posterior izquierda a la parte delantera derecha, diagonalmente a través de la figura y el eje y con una flecha que apunta desde el frente izquierdo diagonalmente a través de la figura hacia la parte posterior derecha del diagrama. Estos ejes están etiquetados de manera similar como “x” e “y”. En este primer diagrama, cuatro formas anaranjadas en forma de globo se extienden desde un punto en el origen a lo largo de los ejes x e y en direcciones positiva y negativa cubriendo poco más de la mitad de la longitud de los ejes x e y positivo y negativo. Debajo del diagrama está la etiqueta, “d subíndice (x superíndice 2 menos y superíndice 2)”. El segundo diagrama justo a la derecha del primero es similar, excepto que las etiquetas x, y y z han sido reemplazadas en cada instancia por la letra L. Solo un par de formas anaranjadas similares a globos están presentes y se extienden desde el origen arriba y abajo a lo largo del eje vertical. Una forma toroidal o rosquilla naranja se coloca alrededor del origen, orientada a través de los ejes x e y. Esta forma se extiende hasta aproximadamente un tercio de la longitud de las regiones positiva y negativa de los ejes x e y. Este diagrama está etiquetado como “subíndice d (z superíndice 2)”. Los diagramas tercero a quinto, similares al primero, muestran cuatro formas anaranjadas parecidas a globos. Sin embargo, estos diagramas difieren en la orientación de las formas a lo largo de los ejes y las etiquetas de los ejes x, y y z han sido reemplazadas por la letra L. Se agregan planos a las figuras para ayudar a mostrar las diferencias de orientación con estos diagramas. En el tercer diagrama, un plano verde se orienta verticalmente a lo largo del eje x y un plano azul se orienta horizontalmente a lo largo del eje y. Las formas de globo se extienden desde el origen hasta los espacios entre los ejes Z y negativo positivo, los ejes Z positivo y positivo, los ejes Z y negativo y los ejes Z y positivos negativos y los ejes Z y positivos. Este diagrama está etiquetado como “subíndice d (y z)”. En el cuarto diagrama, un plano verde se orienta verticalmente a través de los ejes x e y y un plano azul se orienta horizontalmente a lo largo del eje x. Las formas de globo se extienden desde el origen hasta los espacios entre los ejes z positivo y x negativo, los ejes z positivo y x positivo, los ejes z negativo y x negativo y los ejes z negativo y x positivo. Este diagrama está etiquetado como “subíndice d (x z)”. En el quinto diagrama, un plano rosa se orienta verticalmente a lo largo del eje y y un plano verde se orienta verticalmente a lo largo del eje x. Las formas de globo se extienden desde el origen hasta los espacios entre los ejes x y negativo positivo, los ejes x positivo y positivo, los ejes x y negativos y los ejes x y positivos negativos y los ejes x y positivos. Este diagrama está etiquetado como “subíndice d (x y)”.

En un ion metálico no complejado en fase gaseosa, los electrones se distribuyen entre los orbitales de cinco d de acuerdo con la regla de Hund porque todos los orbitales tienen la misma energía. Sin embargo, cuando los ligandos se coordinan con un ion metálico, las energías de los orbitales d ya no son las mismas.

En los complejos octaédricos, los lóbulos en dos de los orbitales de cinco d, el\(d_{z^2}\) y\(d_{x^2−y^2}\) orbitales, apuntan hacia los ligandos (Figura\(\PageIndex{1}\)). Estos dos orbitales se llaman orbitales e _g (el símbolo en realidad se refiere a la simetría de los orbitales, pero lo usaremos como un nombre conveniente para estos dos orbitales en un complejo octaédrico). Los otros tres orbitales, los orbitales d _xy, d _xz y d _yz, tienen lóbulos que apuntan entre los ligandos y se llaman orbitales t _{2 g} (nuevamente, el símbolo realmente se refiere a la simetría de los orbitales). A medida que seis ligandos se acercan al ión metálico a lo largo de los ejes del octaedro, sus cargas puntuales repelen los electrones en los orbitales d del ión metálico. Sin embargo, las repulsiones entre los electrones en los orbitales e _g (los\(d_{z^2}\)\(d_{x^2−y^2}\) orbitales y) y los ligandos son mayores que las repulsiones entre los electrones en los orbitales t _{2 g} (el d _zy, d _xz y d _yz orbitales) y los ligandos. Esto se debe a que los lóbulos de los orbitales e _g apuntan directamente a los ligandos, mientras que los lóbulos de los orbitales t _{2 g} apuntan entre ellos. Así, los electrones en los orbitales e _g del ion metálico en un complejo octaédrico tienen mayores energías potenciales que las de los electrones en los orbitales t _{2 g}. La diferencia de energía se puede representar como se muestra en la Figura\(\PageIndex{2}\).

Figura\(\PageIndex{2}\): En los complejos octaédricos, los orbitales e _g se desestabilizan (mayor en energía) en comparación con los orbitales t _2g debido a que los ligandos interactúan más fuertemente con los orbitales d a los que apuntan directamente.

La diferencia de energía entre los orbitales e _g y t _{2 g} se llama división del campo cristalino y está simbolizada por Δoct, donde oct significa octaédrico.

La magnitud de Δ _oct depende de muchos factores, incluyendo la naturaleza de los seis ligandos ubicados alrededor del ion metálico central, la carga sobre el metal y si el metal está utilizando orbitales de 3 d, 4 d o 5 d. Diferentes ligandos producen diferentes divisiones de campo cristalino. La creciente división del campo cristalino producida por los ligandos se expresa en la serie espectroquímica, una versión corta de la cual se da aquí:

\[\large \underset{\textrm{a few ligands of the spectrochemical series, in order of increasing field strength of the ligand}}{\xrightarrow{\ce{I- <Br- <Cl- <F- <H2O<C2O4^2- <NH3<\mathit{en}<NO2- <CN-}}} \nonumber \]

En esta serie, los ligandos de la izquierda causan pequeñas divisiones de campo cristalino y son ligandos de campo débil, mientras que los de la derecha causan divisiones más grandes y son ligandos de campo fuerte. Así, el valor δ _oct para un complejo octaédrico con ligandos yoduro (I ⁻) es mucho menor que el valor δ _oct para el mismo metal con ligandos de cianuro (CN ⁻).

Los electrones en los d orbitales siguen el principio aufbau (“llenar”), que dice que los orbitales se llenarán para dar la energía total más baja, al igual que en la química del grupo principal. Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, las cargas similares se repelen entre sí. La energía necesaria para emparejar dos electrones en un solo orbital se llama energía de emparejamiento (P). Los electrones siempre ocuparán individualmente cada orbital en un conjunto degenerado antes del emparejamiento. P es similar en magnitud a Δ _oct. Cuando los electrones llenan los orbitales d, las magnitudes relativas de Δ _oct y P determinan qué orbitales serán ocupados.

En [Fe (CN) ₆] ⁴⁻, el campo fuerte de seis ligandos de cianuro produce una gran Δ _oct. Bajo estas condiciones, los electrones requieren menos energía para emparejarse de lo que requieren para ser excitados a los orbitales e _g (Δ _oct > P). Los seis electrones de 3 d del par iónico Fe ^{2 +} en los tres orbitales t _{2 g} (Figura\(\PageIndex{3}\)). Los complejos en los que los electrones están emparejados debido a la división de grandes campos cristalinos se denominan complejos de bajo espín debido a que se minimiza el número de electrones desapareados (espines).

Figura\(\PageIndex{3}\): Los complejos de hierro (II) tienen seis electrones en los orbitales 5d. A falta de un campo de cristal, los orbitales son degenerados. Para los complejos de coordinación con ligandos de campo fuerte como [Fe (CN) ₆] ⁴⁻, Δ _oct es mayor que P, y los electrones se emparejan en los orbitales de menor energía t _2g antes de ocupar los orbitales eg. Con ligandos de campo débil como H ₂ O, la división del campo del ligando es menor que la energía de emparejamiento, Δ _oct menor que P, por lo que los electrones ocupan todos los d orbitales individualmente antes de que ocurra cualquier emparejamiento.

En [Fe (H ₂ O) ₆] ²⁺, por otro lado, el campo débil de las moléculas de agua produce solo una pequeña división del campo cristalino (Δ _oct < P). Debido a que requiere menos energía para que los electrones ocupen los orbitales e _g que para emparejarse, habrá un electrón en cada uno de los cinco orbitales de 3 d antes de que ocurra el emparejamiento. Para los seis electrones d en el centro de hierro (II) en [Fe (H ₂ O) ₆] ²⁺, habrá un par de electrones y cuatro electrones desapareados (Figura\(\PageIndex{3}\)). Los complejos como el ion [Fe (H ₂ O) ₆] ²⁺, en el que los electrones están desapareados debido a que la división del campo cristalino no es lo suficientemente grande como para hacer que se emparejen, se denominan complejos de alto espín debido a que se maximiza el número de electrones desapareados (espines).

Una línea similar de razonamiento muestra por qué el ion [Fe (CN) ₆] ³⁻ es un complejo de espín bajo con un solo electrón desapareado, mientras que tanto los iones [Fe (H ₂ O) ₆] ³⁺ como [FeF ₆] ³⁻ son complejos de alto espín con cinco electrones desapareados.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\): High- and Low-Spin Complexes

Predecir el número de electrones desapareados.

1. K ₃ [CRi ₆]
2. [Cu (en) ₂ (H ₂ O) ₂] Cl ₂
3. Na ₃ [Co (NO ₂) ₆]

Solución

Los complejos son octaédricos.

1. Cr ^{3 +} tiene una configuración d ³. Todos estos electrones estarán desapareados.
2. Cu ^{2 +} es d ⁹, por lo que habrá un electrón desapareado.
3. Co ^{3 +} tiene d ⁶ electrones de valencia, por lo que la división del campo cristalino determinará cuántos están emparejados. El nitrito es un ligando de campo fuerte, por lo que el complejo será de bajo giro. Seis electrones irán en los orbitales t _{2 g}, dejando 0 desapareados.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

El tamaño de la división del campo cristalino solo influye en la disposición de los electrones cuando hay una opción entre emparejar electrones y llenar los orbitales de mayor energía. ¿Para qué configuraciones de d-electrones habrá diferencia entre configuraciones de alto y bajo espín en complejos octaédricos?

Contestar

d ⁴, d ⁵, d ⁶ y d ⁷

Ejemplo\(\PageIndex{2}\): CFT for Other Geometries

La CFT es aplicable a moléculas en geometrías distintas a las octaédricas. En los complejos octaédricos, recuerde que los lóbulos del punto de ajuste de e _g apuntan directamente a los ligandos. Para los complejos tetraédricos, los orbitales d permanecen en su lugar, pero ahora solo tenemos cuatro ligandos ubicados entre los ejes (Figura\(\PageIndex{4}\)). Ninguno de los orbitales apunta directamente a los ligandos tetraédricos. Sin embargo, el conjunto e _g (a lo largo de los ejes cartesianos) se solapa con los ligandos menos que el conjunto t _{2 g}. Por analogía con el caso octaédrico, predecir el diagrama de energía para los orbitales d en un campo cristalino tetraédrico. Para evitar confusiones, el conjunto octaédrico e _g se convierte en un conjunto e tetraédrico, y el conjunto octaédrico t _{2 g} se convierte en un conjunto t ₂.

Figura\(\PageIndex{4}\): Este diagrama muestra la orientación de los ligandos tetraédricos con respecto al sistema de ejes para los orbitales.

Solución

Dado que la CFT se basa en la repulsión electrostática, los orbitales más cercanos a los ligandos serán desestabilizados y elevados en energía en relación con el otro conjunto de orbitales. La división es menor que para los complejos octaédricos porque el solapamiento es menor, por lo que Δ _tet suele ser pequeño\(\left(Δ_\ce{tet}=\dfrac{4}{9}Δ_\ce{oct}\right)\):

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

Explique cuántos electrones desapareados tendrá un ion tetraédrico d ⁴.

Contestar

4; debido a que Δ _tet es pequeño, todos los complejos tetraédricos son de alto espín y los electrones entran en los orbitales t ₂ antes del emparejamiento

La otra geometría común es plana cuadrada. Es posible considerar una geometría plana cuadrada como una estructura octaédrica con un par de ligandos trans eliminados. Se supone que los ligandos eliminados están en el eje z. Esto cambia la distribución de los orbitales d, ya que los orbitales en o cerca del eje z se vuelven más estables, y los que están en o cerca de los ejes x o y se vuelven menos estables. Esto da como resultado que el octaédrico t _{2 g} y el e _g establece la división y da un patrón más complicado sin simple Δ _oct. El patrón básico es:

Momentos magnéticos de moléculas e iones

La evidencia experimental de mediciones magnéticas respalda la teoría de los complejos de alto y bajo espín. Recuerde que las moléculas como O ₂ que contienen electrones desapareados son paramagnéticas. Las sustancias paramagnéticas son atraídas por los campos magnéticos. Muchos complejos de metales de transición tienen electrones desapareados y por lo tanto son paramagnéticos. Moléculas como N ₂ e iones como Na ⁺ y [Fe (CN) ₆] ⁴⁻ que no contienen electrones desapareados son diamagnéticas. Las sustancias diamagnéticas tienen una ligera tendencia a ser repelidas por los campos magnéticos.

Cuando un electrón en un átomo o ion está desapareado, el momento magnético debido a su espín hace que todo el átomo o ion sea paramagnético. El tamaño del momento magnético de un sistema que contiene electrones desapareados está relacionado directamente con el número de tales electrones: cuanto mayor es el número de electrones desapareados, mayor es el momento magnético. Por lo tanto, el momento magnético observado se utiliza para determinar el número de electrones desapareados presentes. El momento magnético medido de bajo giro d ⁶ [Fe (CN) ₆] ⁴⁻ confirma que el hierro es diamagnético, mientras que el alto giro d ⁶ [Fe (H ₂ O) ₆] ²⁺ tiene cuatro electrones desapareados con un momento magnético que confirma este arreglo.

Colores de complejos de metales de transición

Cuando los átomos o moléculas absorben la luz a la frecuencia adecuada, sus electrones se excitan a orbitales de mayor energía. Para muchos átomos y moléculas del grupo principal, los fotones absorbidos están en el rango ultravioleta del espectro electromagnético, lo que no puede ser detectado por el ojo humano. Para los compuestos de coordinación, la diferencia de energía entre los orbitales d a menudo permite que los fotones en el rango visible sean absorbidos.

El ojo humano percibe una mezcla de todos los colores, en las proporciones presentes en la luz solar, como luz blanca. Los colores complementarios, aquellos ubicados uno frente al otro en una rueda de colores, también se utilizan en la visión del color. El ojo percibe una mezcla de dos colores complementarios, en las proporciones adecuadas, como luz blanca. De igual manera, cuando falta un color en la luz blanca, el ojo ve su complemento. Por ejemplo, cuando los fotones rojos son absorbidos por la luz blanca, los ojos ven el color verde. Cuando se eliminan los fotones violetas de la luz blanca, los ojos ven amarillo limón. El color azul del ion [Cu (NH ₃) ₄] ²⁺ resulta porque este ion absorbe la luz naranja y roja, dejando los colores complementarios de azul y verde (Figura\(\PageIndex{5}\)).

Figura\(\PageIndex{5}\): (a) Un objeto es negro si absorbe todos los colores de luz. Si refleja todos los colores de luz, es blanco. Un objeto tiene un color si absorbe todos los colores excepto uno, como esta tira amarilla. La tira también aparece amarilla si absorbe el color complementario de la luz blanca (en este caso, índigo). (b) Los colores complementarios se encuentran directamente uno frente al otro en la rueda de colores. (c) Una solución de iones [Cu (NH ₃) ₄] ²⁺ absorbe la luz roja y naranja, por lo que la luz transmitida aparece como el color complementario, el azul.

Ejemplo\(\PageIndex{3}\): Colors of Complexes

El complejo octaédrico [Ti (H ₂ O) ₆] ³⁺ tiene un solo electrón d. Para excitar este electrón desde el estado fundamental t _{2 g} orbital al orbital e _g, este complejo absorbe luz de 450 a 600 nm. La absorbancia máxima corresponde a Δ _oct y ocurre a 499 nm. Calcula el valor de Δ _oct en Julios y predice de qué color aparecerá la solución.

Solución

Usando la ecuación de Planck (refiérase a la sección sobre energía electromagnética), calculamos:

\[v=\dfrac{c}{λ}\mathrm{\:so\:\dfrac{3.00×10^8\: m/s}{\dfrac{499\: nm×1\: m}{10^9\:nm}}=6.01×10^{14}\:Hz} \nonumber \]

\[E=hnu\mathrm{\:so\:6.63×10^{−34}\:\textrm{J⋅s}×6.01×10^{14}\:Hz=3.99×10^{−19}\:Joules/ion} \nonumber \]

Debido a que el complejo absorbe 600 nm (naranja) a través de 450 (azul), se transmitirán las longitudes de onda índigo, violeta y rojo, y el complejo aparecerá púrpura.

Ejercicio\(\PageIndex{3}\)

Un complejo que aparece verde, absorbe fotones de qué longitudes de onda?

Contestar

rojo, 620—800 nm

Pequeños cambios en las energías relativas de los orbitales entre los que están transitando los electrones pueden conducir a cambios drásticos en el color de la luz absorbida. Por lo tanto, los colores de los compuestos de coordinación dependen de muchos factores. Como se muestra en la Figura\(\PageIndex{6}\), diferentes iones metálicos acuosos pueden tener diferentes colores. Además, diferentes estados de oxidación de un metal pueden producir diferentes colores, como se muestra para los complejos de vanadio en el siguiente enlace.

Figura\(\PageIndex{6}\): Los orbitales d parcialmente llenos de los iones estables Cr ^{3 +} (aq), Fe ^{3 +} (aq) y Co ^{2 +} (aq) (izquierda, centro y derecha, respectivamente) dan lugar a diversos colores. (crédito: Sahar Atwa)

Los ligandos específicos coordinados con el centro metálico también influyen en el color de los complejos de coordinación. Por ejemplo, el complejo de hierro (II) [Fe (H ₂ O) ₆] SO ₄ aparece azul-verde porque el complejo de alto espín absorbe fotones en las longitudes de onda rojas (Figura\(\PageIndex{7}\)). Por el contrario, el complejo K ₄ de hierro de espín bajo (II) [Fe (CN) ₆] aparece de color amarillo pálido debido a que absorbe fotones violetas de mayor energía.

Figura\(\PageIndex{7}\): Tanto (a) hexaaquairon (II) sulfato como (b) hexacianoferrato de potasio (II) contienen centros metálicos octaédricos de hierro d ⁶ (II), pero absorben fotones en diferentes rangos del espectro visible.

En general, los ligandos de campo fuerte provocan una gran división en las energías de d orbitales del átomo metálico central (δ _oct grande). Los compuestos de coordinación de metales de transición con estos ligandos son amarillos, naranjas o rojos porque absorben luz violeta o azul de mayor energía. Por otro lado, los compuestos de coordinación de los metales de transición con ligandos de campo débil suelen ser azul-verde, azul o índigo porque absorben luz amarilla, naranja o roja de menor energía.

Video\(\PageIndex{8}\): Mira este video de la reducción de complejos de vanadio para observar el efecto colorido de cambiar los estados de oxidación.

Un compuesto de coordinación del ion Cu ⁺ tiene una configuración d ¹⁰, y todos los orbitales e _g están llenos. Para excitar un electrón a un nivel superior, como el orbital de 4 p, son necesarios fotones de muy alta energía. Esta energía corresponde a longitudes de onda muy cortas en la región ultravioleta del espectro. No se absorbe luz visible, por lo que el ojo no ve ningún cambio, y el compuesto aparece blanco o incoloro. Una solución que contiene [Cu (CN) ₂] ⁻, por ejemplo, es incolora. Por otro lado, los complejos octaédricos de Cu ^{2 +} tienen una vacante en los orbitales e _g, y los electrones pueden excitarse a este nivel. La longitud de onda (energía) de la luz absorbida corresponde a la parte visible del espectro, y los complejos de Cu ^{2 +} casi siempre son de color: azul, azul-verde violeta o amarillo (Figura\(\PageIndex{8}\)). Aunque CFT describe con éxito muchas propiedades de los complejos de coordinación, se requieren explicaciones orbitales moleculares (más allá del alcance introductorio proporcionado aquí) para comprender completamente el comportamiento de los complejos de coordinación.

Figura\(\PageIndex{8}\): (a) Los complejos de cobre (I) con configuraciones d ¹⁰ como el CuI tienden a ser incoloros, mientras que (b) los complejos d ⁹ de cobre (II) como Cu (NO ₃) _{2·5H 2} O son de colores brillantes.

Resumen

La teoría del campo cristalino trata las interacciones entre los electrones en el metal y los ligandos como un simple efecto electrostático. La presencia de los ligandos cerca del ion metálico cambia las energías de los orbitales de metal d en relación con sus energías en el ion libre. Tanto el color como las propiedades magnéticas de un complejo se pueden atribuir a esta división del campo cristalino. La magnitud de la división (Δ _oct) depende de la naturaleza de los ligandos unidos al metal. Los ligandos de campo fuerte producen grandes divisiones y favorecen complejos de bajo espín, en los que los orbitales t _{2 g} están completamente llenos antes de que cualquier electrón ocupe los orbitales e _g. Los ligandos de campo débil favorecen la formación de complejos de alto espín. Los orbitales t _{2 g} y e _g están ocupados individualmente antes de que ninguno se ocupe doblemente.

Glosario

división de campo de cristal (Δ _oct)

diferencia de energía entre los conjuntos t _{2 g} y e _g o t y e conjuntos de orbitales

teoría del campo de cristal

modelo que explica las energías de los orbitales en los metales de transición en términos de interacciones electrostáticas con los ligandos pero que no incluye enlaces de ligandos metálicos

e _g orbitales

conjunto de dos orbitales d que están orientados sobre los ejes cartesianos para complejos de coordinación; en los complejos octaédricos, son más altos en energía que los orbitales t _{2 g}

isómeros geométricos

isómeros que difieren en la forma en que los átomos están orientados en el espacio entre sí, lo que lleva a diferentes propiedades físicas y químicas

complejo de alto giro

complejo en el que los electrones maximizan el espín total de electrones al poblar individualmente todos los orbitales antes de emparejar dos electrones en los orbitales de menor energía

complejo de bajo giro

complejo en el que los electrones minimizan el espín total de electrones al emparejarse en los orbitales de menor energía antes de poblar los orbitales de mayor energía

energía de emparejamiento (P)

energía requerida para colocar dos electrones con espines opuestos en un solo orbital

serie espectroquímica

clasificación de ligandos según la magnitud de la división del campo cristalino que inducen

Ligando de campo fuerte

ligando que causa divisiones de campo cristalino más grandes

t _{2 g} orbitales

conjunto de tres orbitales d alineados entre los ejes cartesianos para complejos de coordinación; en los complejos octaédricos, se reducen en energía en comparación con los orbitales e _g según CFT

Ligando de campo débil

ligando que causa pequeñas divisiones de campos cristalinos