Kluczowa różnica – silny ligand kontra słaby ligand
Ligand to atom, jon lub cząsteczka, która przekazuje lub dzieli dwa swoje elektrony poprzez koordynacyjne wiązanie kowalencyjne z centralnym atomem lub jonem. Pojęcie ligandów omówiono w ramach chemii koordynacyjnej. Ligandy to związki chemiczne, które biorą udział w tworzeniu kompleksów z jonami metali. Dlatego są również znane jako środki kompleksujące. Ligandy mogą być jednokleszczowe, dwukleszczowe, trójkleszczowe itp. w oparciu o uzębienie liganda. Denticity to liczba grup dawców obecnych w ligandzie. Jednokleszczowy oznacza, że ligand ma tylko jedną grupę dawcy. Dwukleszczowa oznacza, że ma dwie grupy donorowe na jedną cząsteczkę ligandu. Istnieją dwa główne typy ligandów sklasyfikowane w oparciu o teorię pola krystalicznego; silne ligandy (lub silne ligandy pola) i słabe ligandy (lub słabe ligandy pola). Kluczowa różnica między silnymi i słabymi ligandami polega na tym, że rozszczepienie orbitali po związaniu z silnym ligandem polowym powoduje większą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii, podczas gdy rozszczepienie orbitali po związaniu ze słabym ligandem polowym powoduje mniejszą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii.
Co to jest teoria pola kryształowego?
Teoria pola kryształów może być opisana jako model, który ma na celu wyjaśnienie łamania degeneracji (powłok elektronowych o równej energii) orbitali elektronowych (zwykle orbitali d lub f) z powodu statycznego pola elektrycznego wytwarzanego przez otoczenie anion lub aniony (lub ligandy). Teoria ta jest często używana do wykazania zachowania kompleksów jonów metali przejściowych. Teoria ta może wyjaśnić właściwości magnetyczne, kolory kompleksów koordynacyjnych, entalpie hydratacji itp.
Teoria:
Oddziaływanie między jonem metalu a ligandami jest wynikiem przyciągania między jonem metalu o ładunku dodatnim a ładunkiem ujemnym niesparowanych elektronów liganda. Teoria ta opiera się głównie na zmianach zachodzących w pięciu zdegenerowanych orbitalach elektronowych (atom metalu ma pięć orbitali d). Gdy ligand zbliża się do jonu metalu, niesparowane elektrony są bliżej niektórych orbitali d niż innych orbitali d jonu metalu. To powoduje utratę degeneracji. A także elektrony na orbitalach d odpychają elektrony liganda (ponieważ oba są naładowane ujemnie). Stąd orbitale d, które są bliżej liganda, mają wysoką energię niż inne orbitale d. Powoduje to podział orbitali d na orbitale d o wysokiej energii i orbitale d o niskiej energii, w oparciu o energię.
Niektóre czynniki wpływające na ten podział to; charakter jonu metalu, stopień utlenienia jonu metalu, układ ligandów wokół centralnego jonu metalu i charakter ligandów. Po rozdzieleniu tych orbitali d na podstawie energii, różnica między orbitalami d o wysokiej i niskiej energii jest znana jako parametr podziału pola krystalicznego (∆oct dla kompleksów oktaedrycznych).
Rysunek 01: Wzór podziału w kompleksach oktaedrycznych
Wzorzec podziału: Ponieważ istnieje pięć orbitali d, podział następuje w stosunku 2:3. W kompleksach oktaedrycznych dwa orbitale znajdują się na wysokim poziomie energetycznym (łącznie określane jako „np”), a trzy orbitale znajdują się na niższym poziomie energetycznym (łącznie określane jako t2g). W kompleksach czworościennych dzieje się odwrotnie; trzy orbitale znajdują się na wyższym poziomie energetycznym, a dwa na niższym poziomie energetycznym.
Co to jest Silny Ligand?
Silny ligand lub silny ligand pola to ligand, który może spowodować rozszczepienie wyższego pola krystalicznego. Oznacza to, że wiązanie silnego ligandu pola powoduje większą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii. Przykłady obejmują CN– (ligandy cyjankowe), NO2– (ligand nitro) i CO (ligand karbonylowy ligandy).
Rysunek 02: Podział niskiego wirowania
W tworzeniu kompleksów z tymi ligandami, najpierw orbitale o niższej energii (t2g) są całkowicie wypełnione elektronami przed wypełnieniem do innych orbitali o wysokim poziomie energii (np.). Powstające w ten sposób kompleksy nazywane są „kompleksami niskospinowymi”.
Co to jest Słaby Ligand?
Słaby ligand lub ligand słabego pola to ligand, który może powodować rozszczepianie o niższym polu krystalicznym. Oznacza to, że wiązanie liganda o słabym polu powoduje mniejszą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii.
Rysunek 3: Podział wysokoobrotowy
W tym przypadku, ponieważ niewielka różnica między dwoma poziomami orbitalnymi powoduje odpychanie między elektronami na tych poziomach energetycznych, orbitale o wyższej energii mogą być łatwo wypełnione elektronami w porównaniu z orbitalami o niskiej energii. Kompleksy utworzone z tymi ligandami nazywane są „kompleksami wysokospinowymi”. Przykłady słabych ligandów pola obejmują I– (ligand jodkowy), Br– (ligand bromkowy) itp.
Jaka jest różnica między silnym a słabym ligandem?
Silny ligand kontra słaby ligand |
|
| Silny ligand lub silny ligand pola to ligand, który może skutkować większym rozszczepieniem pola krystalicznego. | Słaby ligand lub ligand słabego pola to ligand, który może spowodować rozszczepienie pola o niższym polu krystalicznym. |
| Teoria | |
| Rozszczepienie po związaniu silnego ligandu pola powoduje większą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii. | Rozdzielenie orbitali po związaniu liganda o słabym polu powoduje mniejszą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii. |
| Kategoria | |
| Kompleksy utworzone z silnymi ligandami pola nazywane są „kompleksami o niskim spinie”. | Kompleksy utworzone ze słabymi ligandami pola nazywane są „kompleksami wysokospinowymi”. |
Podsumowanie – Silny Ligand kontra Słaby Ligand
Silne i słabe ligandy to aniony lub cząsteczki, które powodują rozszczepienie orbitali d jonu metalu na dwa poziomy energetyczne. Różnica między silnymi ligandami a słabymi ligandami polega na tym, że rozszczepienie po związaniu silnego ligandu pola powoduje większą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii, podczas gdy rozszczepienie orbitali po związaniu słabego ligandu pola powoduje mniejszą różnicę między orbitalami o wyższym i niższym poziomie energii Orbitale poziomu energii.
