[3][4] En esta teoría, cada geometría molecular tiene sus orbitales moleculares, por lo que el enlace σ dependerá de si tenemos un grupo puntual octaédrico (Oh), tetraédrico (Td), etc.Los orbitales p del metal se usan para enlaces σ (tienen una simetría no apropiada para traslaparse de cualquier forma con los orbitales p o π o π*), de tal forma que las interacciones π tienen lugar con los orbitales d adecuados del metal, por ejemplo dxy, dxz y dyz.El enlace metal-ligante está algo fortalecido por esta interacción, pero el orbital molecular de antienlace complementario del enlace ligante a metal no es más alto en energía que el orbital molecular de antienlace del enlace σ.Por esta razón, ΔO disminuye cuando se forma el enlace ligante a metal.La mayor estabilización que resulta de un enlace metal a ligante está causada por la donación de carga negativa fuera del ion metálico, hacia los ligantes.Esto permite al metal aceptar los enlaces σ más fácilmente.Los orbitales dxy, dxz y dyz del metal también tienen esta simetría, así que los enlaces π formados entre un metal central y seis ligantes también la tienen (puesto que estos enlaces π se forman por el traslape de los dos conjuntos de orbitales con simetría t2g).En complejos con metales con estas configuraciones electrónicas d, los orbitales moleculares de no enlace y antienlace pueden ser llenados en dos formas: una en la que tantos electrones como sean posibles entran en los orbitales no enlazantes antes de empezar a llenar los orbitales antienlazantes, y otra en la que entran tantos electrones desapareados como sea posible.Puede verse que los ligandos de campo bajo son todos donantes π (como el I-), los ligantes de campo alto son aceptores π (como el CN- y CO), y los ligantes como H2O y NH3, que son ninguno de ellos, están en el medio.
Esquema de campo de ligandos resumiendo el enlace σ en el complejo octaédrico [Ti(H
2
O)
6
]
3+
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