Una serie espectroquímica es una lista de ligandos ordenados por "fuerza" del ligando y una lista de iones metálicos según el número de oxidación , el grupo y el elemento. Para un ion metálico, los ligandos modifican la diferencia de energía Δ entre los orbitales d , llamado parámetro de división del campo de ligando en la teoría del campo de ligando , o parámetro de división del campo cristalino en la teoría del campo cristalino . El parámetro de división 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 complejos de cobalto. [1]
A continuación se proporciona una lista parcial de series espectroquímicas de ligandos desde Δ pequeño hasta Δ grande. [2] (Para ver una tabla, consulte la página del ligando ).
Ligandos de campo débiles: 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 generalmente se consideran ligandos más débiles y no pueden causar un emparejamiento forzado de electrones dentro del nivel 3d y, por lo tanto, forman complejos octaédricos orbitales externos con alto espín . Por otro lado, los ligandos que se encuentran en el extremo derecho son ligandos más fuertes y forman complejos octaédricos orbitales internos después del emparejamiento forzado de electrones dentro del nivel 3d y, por lo tanto, se denominan ligandos de bajo espín.
Sin embargo, se sabe que "la serie espectroquímica está esencialmente al revés de 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 de la suposición de la teoría del campo cristalino de enlaces puramente iónicos entre el metal y el ligando.
El orden de la serie espectroquímica puede derivarse del conocimiento de que los ligandos se clasifican frecuentemente según sus capacidades de donante o aceptor. Algunos, como el NH 3 , son donantes de enlaces σ únicamente, sin orbitales de simetría apropiada para las interacciones de enlaces π. La unión de estos ligandos a metales es relativamente simple, utilizando sólo los enlaces σ para crear interacciones relativamente débiles. Otro ejemplo de ligando de enlace σ sería la etilendiamina ; sin embargo, la etilendiamina tiene un efecto más fuerte que el amoníaco, generando una división del campo de ligando más grande, Δ.
Los ligandos que han ocupado orbitales p son potencialmente donantes π. Estos tipos de ligandos tienden a donar estos electrones al metal junto con los electrones de enlace σ, exhibiendo interacciones metal-ligando más fuertes y una disminución efectiva de Δ. La mayoría de los ligandos de haluro, así como el OH −, son ejemplos principales de ligandos donantes π.
Cuando los ligandos tienen orbitales π* y d vacantes de energía adecuada, existe la posibilidad de un enlace pi , y los ligandos pueden ser aceptores de π. Esta adición al esquema de vinculación aumenta Δ. Los ligandos que hacen esto de manera muy efectiva incluyen CN − , CO y muchos otros. [4]
Los iones metálicos también pueden disponerse en orden creciente 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 dos tendencias útiles siguientes: