COLOR Y MAGNETISMO EN LOS COMPLEJOS DE COORDINACIÓN

 
 

Las disoluciones acuosas de los iones complejos de los metales de transición suelen ser coloreadas

Sin embargo las disoluciones acuosas de los metales alcalinos o alcalinitérreos no tienen color. ¿Por qué?

¿Cuál es el origen del color?

El color de una sustancia iluminada con luz blanca es el de la luz reflejada o transmitida por ella, es decir, el color de la luz que resta después de que parte de ella haya sido absorbida por la sustancia.

Una sustancia que absorbe toda la luz blanca parecerá de color negro. Una sustancia que no absorbe ninguna fracción de la luz parecerá de color blanco.

Como indica la figura (disco de color), una sustancia que absorbe luz roja parecerá de color verde azulado o si absorbe luz amarilla parecerá de color púrpura.

INFLUENCIA DE LOS LIGANDOS

Una disolución acuosa de [Cu(NH3)4]2+ muestra color azul porque absorbe luz naranja.

En el caso del siguiente ion de titanio se absorbe la parte central de la región visible. El color es rojo-violeta.

En los iones complejos la absorción de la luz se produce cuando la energía de un fotón incidente se utiliza en promocionar un electrón desde el nivel d de baja energía a otro de alta energía. Por ejemplo, cuando un electrón del nivel t2g del [Cr(H2O)6]3+ absorbe un fotón de energía igual a Δo se promociona al orbital vacío eg.

En este caso, como el ligando (agua) es de campo débil, el fotón absorbido es de baja energía, en concreto de color amarillo-verde, por tanto, la disolución acuosa de este ion es de color violeta. Sin embargo, en el caso del ion [Cr(NH3)6]3+ que tiene como ligando amoniaco, que es un ligando de campo fuerte, el fotón absorbido es de alta energía, en concreto de color azul, por tanto, su disolución es de color naranja.

En general, los ligandos de campo fuerte provocan un gran desdoblamiento de los orbitales d (alto valor de Δo), por lo tanto, absorben fotones de alta energía en la zona del azul y el violeta, y sus disoluciones tienen colores amarillo o rojo. En cuanto a los ligandos de campo débil, absorben fotones de baja energía, en la zona rojo-amarillo y sus disoluciones son de color verde o azul.

En caso de que la energía necesaria para promocionar el electrón a un orbital vacío sea muy grande, el fotón absorbido puede quedar fuera de la zona visible del espectro, dentro de la zona ultravioleta. En este caso toda la luz blanca incidente sobre el sólido es reflejada y la sustancia parece de color blanco (sus disoluciones no tendrían color y serían transparentes). Esto es lo que ocurre con las sales de [Cu(CN)2]− ya que el Cu+ tiene configuración d10 y el electrón promocionado debe alcanzar el lejano orbital orbital 4d.

Ejemplo

El máximo de absorción del ion complejo [Cr(NH3)6]3+ ocure a 470 nm. ¿Qué color presentará?¿Cuál es el valor de la energía de desdoblamiento del campo cristalino?

INFLUENCIA DE DEL ESTADO DE OXIDACIÓN DEL METAL

Además de la naturaleza de los ligandos, el color de los complejos está afectado por el estado de oxidación del metal. En el siguiente ejemplo, el complejo de V2+ es de color violeta, por tanto, absorbe luz amarilla de baja energía. Eso indica que la energía de desdoblamiento del campo cristalino es pequeña. Sin embargo, el complejo de V3+ es de color naranja, absorbe luz azul de mayor energía, por tanto, la energía de desdoblamiento es grande.

Este resultado puede generalizarse, cuanto más alto sea el estado de oxidación del metal, mayor será la energía de desdoblamiento del campo cristalino. En consecuencia, al aumentar el estado de oxidación del metal, los complejos pasarán de colores violeta-zul- verde a colores amarillo-naranja-rojo.

INDICE

 

MAGNETISMO

Por su comportamiento frente a un campo nagnético, las sustancias pueden clasificarse como paramagnéticas, diamagnéticas o ferromagnéticas.

PARAMAGNETISMO

Las sustancias son paramagnéticas cuando sus átomos poseen uno o más electrones desapareados. Los electrones desapareados sienten el campo magnético a causa de sus momentos magnéticos intrínsecos (spin). Por ello, las sustancias que los poseen (paramagnéticas) son atraidas por los campos magnéticos. En ausencia de campo magnético externo los electrones están desordenados pero cuando se aplica, los electrones se ordenan de acuerdo con las líneas de campo. El electromagnetismo es un caso extremo de paramagnetismo.

En el siguiente video se puede observar que el O2 (que tiene electrones desapareados, paramagnético) es atraido por el imán.

 

DIAMAGNETISMO

El diamagnetismo ocurre cuando los átomos de una sustancia tienen todos sus electrones apareados. En este caso, el momento magnético de un electrón está anulado por el de su compañero de orbital. Las sustancias diamagnéticas son débilmente repelidas por los campos magnéticos.

La intensidad del paramagnetismo o diamagnetismo se puede medir con una balanza, ya que el peso de una muestra se modifica en presencia de un campo magnético. De esta manera se podría medir el número de electrones desaparecados de una sustancia.

 

MAGNETISMO EN IONES COMPLEJOS

En general podemos afirmar que los ligandos de campo fuerte dan lugar a complejos de bajo spin, sin embargo, los ligandos de campo débil producen complejos de alto spin. Esto es consecuencia de los valores relativos de las energía de desdoblamiento Δo y la de apareamiento P. Los ligandos de campo fuerte producen Δo alto, mayor que P, por tanto, los electrones en configuraciones d4 a d7 no se promocionan desapareados a los orbitales eg sino que entran apareados con los tres orbitales t2g de baja energía.

De acuerdo con esta previsión, los complejos que tienen ligandos de campo fuerte como [Fe(CN)6]3- deben ser mayoritariamente diamagnéticos o débilmente paramagnéticos. Por su parte, los complejos con ligandos de campo débil, deben ser paramagnéticos porque presentan varios electrones desapareados. Estas previsiones se cumplen mayoritariamente.

EJEMPLO

¿Cuáles de los siguientes complejos de hierro es más paramagnético: [Fe(EDTA)3]-2 o [Fe(CN)6]-3?

El ion cianuro, ligando de campo fuerte, impide la promoción de electrones a los orbitales vacíos eg, por tanto, en su complejo el hierro solo tiene un electrón desapareado. En el caso del EADT, ligando de campo débil, la energía de desdoblamiento es pequeña y los electrones pueden pasar a los orbitales eg desapareados. Su complejo tiene cuatro electrones desaparados. El complejo de EADT tiene un paramagnetismo más fuerte que el complejo de cianuro.