Una serie espectroquímica es una lista de ligandos ordenados por su "fuerza", y una lista de iones metálicos basada en su número de oxidación , grupo y elemento. En el caso de un ion metálico, los ligandos modifican la diferencia de energía Δ entre los orbitales d , llamada parámetro de desdoblamiento del campo ligando en la teoría del campo ligando , o parámetro de desdoblamiento del campo cristalino en la teoría del campo cristalino . El parámetro de desdoblamiento se refleja en las propiedades electrónicas y magnéticas del ion , como su estado de espín , y en las propiedades ópticas, como su color y espectro de absorción.
La serie espectroquímica se propuso por primera vez en 1938 basándose en los resultados de los espectros de absorción de los complejos de cobalto. [1]
A continuación se muestra una lista espectroquímica parcial de ligandos desde Δ pequeño a Δ grande. [2] (Para ver una tabla, consulte la página de ligandos ).
Ligandos de campo débil: H 2 O, F − , Cl − , OH −
Ligandos de campo fuertes: CO, CN − , NH 3 , PPh 3
Los ligandos dispuestos en el extremo izquierdo de esta serie espectroquímica se consideran generalmente como ligandos más débiles y no pueden causar un apareamiento forzado de electrones dentro del nivel 3d, y por lo tanto forman complejos octaédricos orbitales externos que tienen un espín alto . Por otro lado, los ligandos que se encuentran en el extremo derecho son ligandos más fuertes y forman complejos octaédricos orbitales internos después del apareamiento forzado de electrones dentro del nivel 3d y, por lo tanto, se denominan ligandos de espín bajo.
Sin embargo, se sabe que "la serie espectroquímica es esencialmente inversa a lo que debería ser para una predicción razonable basada en los supuestos de la teoría del campo cristalino". [3] Esta desviación de la teoría del campo cristalino resalta la debilidad del supuesto de la teoría del campo cristalino de enlaces puramente iónicos entre el metal y el ligando.
El orden de la serie espectroquímica se puede derivar del entendimiento de que los ligandos se clasifican frecuentemente por sus capacidades de donadores o aceptores. Algunos, como el NH 3 , son solo donadores de enlaces σ, sin orbitales de simetría apropiada para interacciones de enlace π. La unión de estos ligandos a metales es relativamente simple, utilizando solo los enlaces σ para crear interacciones relativamente débiles. Otro ejemplo de un ligando de enlace σ sería la etilendiamina ; sin embargo, la etilendiamina tiene un efecto más fuerte que el amoníaco, generando una división de campo de ligando más grande, Δ.
Los ligandos que han ocupado orbitales p son potencialmente donantes de π. Estos tipos de ligandos tienden a donar estos electrones al metal junto con los electrones de enlace σ, lo que muestra interacciones metal-ligando más fuertes y una disminución efectiva de Δ. La mayoría de los ligandos de haluro, así como el OH −, son ejemplos primarios de ligandos donantes de π.
Cuando los ligandos tienen orbitales π* y d vacantes de energía adecuada, existe la posibilidad de retroenlace pi y los ligandos pueden ser aceptores π. Esta adición al esquema de enlace aumenta Δ. Los ligandos que hacen esto de manera muy efectiva incluyen CN − , CO y muchos otros. [4]
Los iones metálicos también pueden organizarse en orden creciente de Δ, y este orden es en gran medida independiente de la identidad del ligando. [5]
En general, no es posible decir si un ligando determinado ejercerá un campo fuerte o débil sobre un ion metálico determinado. Sin embargo, cuando consideramos el ion metálico, se observan las siguientes dos tendencias útiles: