Complessi di metalli di transizione

Complessi di Metalli di Transizione

Metalli di transizione: metallo che in uno stato di ossidazione fa entrare nei d-orbitati atomi non cubante.

• (Gruppo 3)
• Pd teorico ha come massimo stato di ossidazione stabile il +3 ma non è un metallo di transizione.

Tutti gli elementi di transizione sono solidi tranne il mercurio che è liquido. Si distinguono dai metalli di transizione altri elementi che hanno il massimo stato di ossidazione. Complessamente il riempimento. Sono metalli di transizione.

• (Complessi dei metalli di transizione)

È quindi impossibile incontrare un legame covalente dato da un metallo di transizione nudo che si trovi al centro del complesso. Il numero di ossidi si riproduce a zero sempre circondato.

• Numero di coordinazione
• Numero di ioni intorno al centro metallico (comunemente 6 o 4)

Esempi: Serie dei Complessi di Werner

I composti formati da Pt con l'ammoniaca e l'ione cloruro:

Il numero di ioni esterni che determinano l'azione permette di determinare correttamente correlazioni degli ioni.

Carica totale del complesso = somma delle cariche (legame)

Es: [PtCl₂(NH₃)₃]Cl₂0 = -4 + 6 · 0 + 2 · (-1) = Pt = +4

Sfera di coordinazione: Compassi che coordinano il centro metallico

I composti dei metalli di transizione mostrano varie geometrie che dipendono dal numero di leganti.

• 4 legami:
  • tetraedrico (più comune)
  • quadrato planare (con metalli del secondo 5° gruppo)
• 5 legami:
  • bipiramide trigonale
  • piramide a base quadrata
• 6 legami → ottaedrica (più stabile)

I leganti possono essere:

• monodentati (occupano 1 sito di coordinazione)
• bidendati (occupano 2 siti di coordinazione)
• polidentati (occupano più siti di coordinazione)

I leganti di fatto sono considerati basi di Lewis. Il centro metallico a cui si coordinano i metalli → un acido di Lewis. Possono possedere uno o più doppietti non condivisi che possono essere donati al metallo.

Leganti

• NH₃ → ammoniaca, ammino, Cl^- → cloruro, cloro
• H₂O → acqua, aqua, F^- → fluoro
• C≡O: monossido di carbonio, carbonile
• C≡N^-: cianuro, ciano
• C₂H₄: etilene, etene
• NO₂^-: ossido nitrico, nitrossile
• C₅H₅^-: ciclopentadienile

Qualsiasi acido di Lewis può essere un legante.

Gli isomeri ottici

In forma quadrato planare ottocedrica sono:

e.i.e en - diammina

Nomenclatura

1. I cationi sono indicati prima degli anioni
2. Alle anioni vanno legati dal legame una beta parentesi alle cationi. Le parole di diritto prima caratterizzano le cationi
3. I legami sono scritti in ordine alfabetico; sono distinti come prefissi astronomici, anomati
4. I legami metataclati mantengono il nome della molecole presente mentregli anioni che terminano in -lucio di anioni genomeno -o (es: F fluoruro, OH idrosso, Ottano S2 2- tiosolfato, CO3 carbonato, Cl Cloro, SCN sezuriato, SO3- tiomutato)
5. L’acqua coordinato aqua NH3 ammottine CO carbonile

1. Il numero del metallo centrale è identificato dal nome seguito dal numero di ossidazione formato - Complete l’insieme aggiungendo la determinazione al nome del metallo
2. Metallomocalciosi con il nome dell’anione metallico e sostituito con il vecchio nome. (esempio ferrato (ferro), cuprato (rame), aurato (oro))
3. Legamenti superiori identificati con i prefissi di- -, trieto e penta per 2, 3, 5, - 6
4. Per i legamenti complessi che contengono molte - I prefissi numerici, - prefissi numeri come bis-, tris-, tetraak per 2, 3, 6, 4

Metallo Nome del metallo nei complessi cationici

• Al aluminn
• Si antimonioato
• Ag argentoaks
• Cu cobaltate
• Cr cromato
• Fe ferrato
• Mn manganato
• Ni nichelate
• Au aurato
• Pb plumato
• Pt pleatinato
• Cd cuprato
• Sn stannato
• Zn zincoato

Esempi:

• [Ca (en)₃] [NO₃]₂ tris (etilenediammina) cobalto (III) nitrato
• K₄[Ni (cN)₂] (OX₂) potassio dicanmo - bis (cobalato) nichelato (III)

Per configurazioni d⁴ e d⁴ gli elettroni si sistemano nel gap tra gli orbitali e si ha una energia comparabile al gap e si hanno tale diminuzione netta è nota come energia di stabilizzazione del campo cristallino (CSE).

Una opzione è raggiungere la configurazione alta (senza due possibili configurazioni elettroniche).

• Se Δ_p è il picco dell'energia di accoppiamento (due elettroni occupano stesso orbitale di energia più alta)

• Se Δ_a maggiore di accoppiamento, elettrone ≥ in t_2g.

I propri orbitali e stabilità di desolazione.

M (complesso magnetico) e l'elettrone assiale non si orina.

Misurando la lunghezza d'onda in nm è possibile ottenere lo ''spreading'' in meV.

FC = 1239,8 e cm/n

Δ_o piccolo il colore osservato è il complementare.

Molto al conversione 1233,8 e nm/eV.

Esempio:

• Ti (III) in campo alterato
• Si hai una sola transizione (d_2g = e_g); quindi un solo picco.

La teoria del campo cristallino spiega molto bene le proprietà magnetiche dei composti di coordinazione. Le transizioni Z_eff dipendono dal numero di elettroni spaiati.

Le colorazioni dei complessi dei metalli di transizione vengono spiegati in maniera semplice dalla CCT.

Il colore non è il risultato dell'assorbimento nelle regioni del visibile dello spettro elettromagnetico.

Ad esempio esosuqo titanio (III) [Cr(H₂O)₆]³⁺ è solare rosso scuro, configurazione d³.

Assorbe la luce nella parte verde dello spettro, trasmettendo la luce blu e quella rossa compresa tra queste due bande complementari, creando le colorazioni complementari.

L'assorbimento della luce è omogeneo e serrato perché l'elettrone che occupa gli orbitali d₂ e d_t2 nel legame di l'elettrone torna rapidamente allo stato fondamentale e l'energia viene reidratata come energia termica.

Consiste del platino e ne determina delle transazioni elettroniche. I metalli sono leggeri.

Quando il reagente sono pentati dal metallo, il punto del metallo delle lunghezze di legame, e l'argomento è più debilitato nel quale degli individui.

Quando il energia e legami λ, ritorno una linea in el secondo inferiore rispetto alla lunghezza.

Energia quando i legami vibrano nel reticolo con l'aumento della temperatura (idealmente allo zero assoluto).

Se le bande di assorbimento diventano molto più dilatate.

Se la grandezza di Δ₀ cambia, cambia di conseguenza anche le colorazioni del complesso.

Entalpia di idrolato sono legate agli ioni dei metalli di transizione.

energia e reattività quando gli isoacidi sono legano reagiscono disidratati.

La carica nucleare effettiva aumenta lungo il periodo.