Teoria do Campo Ligante Prof. Fernando R. Xavier UDESC 2014 Até então... A TCC apresenta um modelo conceitual simples para o fenômeno de formação de compostos de coordenação que pode ser empregrada ainda para interpretar propriedades magnéticas, spectroscópicas e termoquímicas através dos valores encontrados para ΔO. Problemas e Limitações: • Trata os ligantes como pontos de carga ou dipolos, não levando em consideração o enlace de seus orbitais com os do centro metálico. • Não fornece uma explicação sobre qual a razão da ordem em que os ligantes estão dispostos na série espectroquímica. Teoria do Campo Ligante - TCL A TCL consiste então na aplicação da teoria dos orbitais moleculares (já comum para moléculas mais simples e não metálicas como o O2, por exemplo) à compostos de coordenação. Foi proposta por J. S. Griffith e L. E. Orgel em 1957 pela combinação das idéais da Teoria do Campo Cristalino e da Teoria dos Orbitais Moleculares aplicados em complexos. Pricipal evidência: O Efeito Nefelauxético Indica, indiretamente, que existem elétrons sendo compartilhados entre os orbitais metálicos e dos ligantes, pois experimentalmente verifica-se que a repulsão elétroneletron em um complexo é menor quando comparada ao respectivo íon livre. Explicação: As repulsões elétron-elétron caem devido a expansão da nuvem eletrônica, pois orbitais atômicos (menores) dão lugar a formação de orbitais moleculares (maiores). Efeito Nefelauxético = “Expansão da Nuvem Eletrônica” Evidência experimental: O espectro de RPE do complexo K2[IrCl6] O desdobramento hiperfino observado no espectro ao lado resulta do acoplamento dos momentos magnéticos de spin dos ligantes com os momentos magnéticos dos spins eletrônicos do metal. Para que tal acoplamento ocorra, o espaço ocupado por estes elétrons deve ser comum tanto para o ligante quanto para o complexo, por isso um orbital molecular. Revisão: Orbitais moleculares Para a formação de uma molécula diatômica simples (H2, por exemplo) a combinação linear de funções de onda Ψ± = χA ± χB fornece duas soluções possíveis: Ψ + = χA + χ B - interferência construtiva dos orbitais Ψ- = χA - χ B - interferência destrutiva dos orbitais Ψ - = χA - χ B χA χB Ψ + = χA + χ B Probabilidade: Orbitais moleculares do H2 YA YB YA + Y B YA YB YA - YB |YA + YB|2 OM ligantes |YA - YB|2 OM anti-ligantes O diagrama de orbitais moleculares ΨE energia χA χB Onde χA e χB são os orbitais atômicos e Ψ+ e Ψsão os orbitais ligante e anti-ligante, respectivamente. Ψ+ O diagrama de orbital molecular do H2 E Obs.: Em alguns casos é possível a energia geração de orbitais moleculares com Ha Hb a mesma energia de um orbital atômico. Este orbital é dito nãoligante. Diagrama de OM da molécula de flúor (F2). 9F: 1s2 2s2 2p5 4σu E energia 4σu* 2p 2πg* 2πg 2p 1πu 1πu 3σg 3σg 2σu* 2s 2s 1σg 2σu 1σg Um modelo simples (TLV): A formação do BeH2 1s2 2+ - 1s2 4Be 2s0 2p0 Estado fundamental 1 H1- - 1s2 orbitais híbridos do tipo sp Em termos de orbitais moleculares temos: σ* E σ* 2p sp não ligante Be2+ σ σ H- Orbitais Moleculares de Compostos Octaédricos Para aplicarmos a TOM em complexos podemos utilizar o método das combinações lineares de simetria adaptada (em inglês SALCs). Parte I – Interação Metal-Ligante do tipo σ (sigma) Considere a formação de um complexo octaédrico nos quais cada ligante (L) possui uma ligação simples com o centro metálico em questão. Neste caso os orbitais do átomo central se dividem em 04 (quatro) grupos distintos: Com a formação de um complexo, 06 (seis) combinações lineares de simetria adaptada compatíveis (mesma paridade) são detectadas: s a1g: σx + σ-x + σy + σ-y + σz + σ-z px t1u: σx - σ-x py t1u: σy - σ-y pz t1u: σz - σ-z dx2-y2 eg: σx + σ-x - σy - σ-y dz2 eg: 2σz + 2σ-z - σx - σ-x - σy - σ-y Note que os orbitais triplamente degenerados t2g do centro metálico (dxy, dxz, dyz) estão entre os eixos cartesianos e, por isso, não interagem construtivamente para a formação de combinações lineares. Energia A Construção do Diagrama de Orbitais Moleculares – Complexos Oh t1u* eg* O mesmo da TCC!!! a1g* Δo t2g 4p (t1u) eg* 4s (a1g) 3d (eg + t2g) t2g Orbitais dos ligantes (a1g + t1u + eg) t1u eg a1g Energia Exemplo 1: O complexo [Co(NH3)6]3+ t1u* eg* a1g* Δo t2g 4p (t1u) eg* 4s (a1g) 3d (eg + t2g) t2g Orbitais dos ligantes (a1g + t1u + eg) t1u Co3+ eg (d6) a1g Energia Exemplo 2: O complexo [CoF6]3- t1u* eg* a1g* Δo t2g 4p (t1u) eg* 4s (a1g) 3d (eg + t2g) t2g Orbitais dos ligantes (a1g + t1u + eg) t1u Co3+ eg (d6) a1g Parte II – Interação Metal-Ligante do tipo π (pi) Três tipos de orbitais presentes em ligantes são aptos (simetria e energias compatíveis) para efetuarem ligações π com os orbitais d do centro metálico: Como a ligação π ocorre entre eixos cartesianos, neste caso os orbitais metálicos t2g (dxy, dxz, dyz) terão condições de interagir com orbitais de simetria adequada presentes nos ligantes. Ligantes do tipo π-doadores (ou π-básicos) São aqueles que possuem orbitais de simetria π entorno do eixo de ligação M–L já preenchidos por elétrons. Os íons Cl-, Br-, OH-, O2- e H2O são exemplos típicos. Energia Os elétrons π dos ligantes são depositados eg* Δo eg* Δo nos OM t2g ligantes, enquanto os elétrons d do centro metálico irão ocupar o nível energético dos OM t2g anti-ligantes, fazendo com que o valor de ΔO seja reduzido. π t2g* t2g t2g t2g Metal Ligante Energia Exemplo 3: A ligação π-básica no complexo [CoF6]3eg* Δo eg* Δo t2g* t2g t2g t2g Ligantes do tipo π-aceptores (ou π-ácidos) São aqueles que possuem orbitais de simetria π entorno do eixo de ligação M–L vazios e, desta forma, podem receber elétrons provenientes do metal. Compostos Energia tais como CO, CN-, N2, R2S e PR3 são exemplos típicos destes ligantes. t2g* t2g eg* Δo eg* π Como o OMs t2g* possui energia elevada Δo (maior caráter de ligante) são os OMs t2g t2g que irão acomodar os elétrons oriundos do metal (maior caráter metálico). Neste t2g Metal Ligante caso o valor de ΔO será então acrescido. Energia Exemplo 4: A ligação π-ácida no complexo [Mn(CO)6]+ t2g* t2g eg* Δo eg* Δo t2g t2g A Série Espectroquímica e a Teoria do Campo Ligante Ligantes de “campo fraco” I- < Br- < S2- < SCN- < Cl- < NO3- , F- < HO- < ox2- < OH2 < NCS- < CH3CN < NH3 < en < Ligantes de “campo forte” bpy < phen < NO2- < PR3 < CN- < CO Agora é possível notar que ligantes π-básicos são tipicamente fracos, pois reduzem a magnitude de ΔO, enquanto ligantes π-ácidos são tipicamente de campo forte, pois o valor de ΔO é acrescido após o enlace entre os orbitais metálicos e os orbitais do ligante. Aumento do ΔO π-básicos < π-básicos fracos < σ típicos < π-ácidos I-, Cl-, Br-, F- OH2 NH3 PR3, CO Resumo: Ligações σ e π em complexos Evidências Experimentais da ligação π em complexos Uma técnica analítica bastante útil para detectarmos a presença de ligações π em complexos é a espectroscopia na região do infravermelho (IV). O infravermelho no espectro eletromagnético... Infravermelho e a localização de funções orgânicas... Ligações π em carbonil-complexos A absorção de radiação infravermelha pela tripla ligação do ligante CO isolado é em 2143 cm-1, entretanto é detectado significativas variações deste valor em diferentes carbonil-complexos. Considere as duas séries de compostos isoeletrônicos descritos abaixo: Composto Frequência (cm-1) [Mn(CO)6]+ 2090 [Cr(CO)6] 2000 [V(CO)6]- 1860 [Ni(CO)4] 2060 [Co(CO)4]- 1860 [Fe(CO)4]2- 1790 Nox do metal Elétrons d Os resultados indicam que quanto mais elevado o nox do metal (maior deficiência eletrônica) menor é sua capacidade de efetuar a chamada retrodoação eletrônica. A situação inversa também é observada. Desta forma é possível, através da técnica de IV, inferir sobre a ordem de ligação do sistema M–C–O de maneira indireta. π Sem retrodoação; CO com maior caráter de tripla; > νC-O no IV Com retrodoação CO com maior caráter de dupla < νC-O no IV Competição de ligantes por elétrons π Considere dois complexos octaédricos com o seguinte arranjo espacial de ligantes: No caso (a) a retrodoação irá ocorrer em ambos os sentidos ao longo de um eixo OC–M–CO, pois temos o mesmo ligante com mesmas características π-aceptoras. π π No caso (b) a retrodoação irá ocorrer de maneira desigual ao longo de um eixo OC–M–L se o ligante L não for um forte π-aceptor. π π O processo todo pode ser explicado pela análise das seguintes formas canônicas: Se o ligante L for CO, ambas as formas canônicas (a) e (b) irão contribuir para o híbrido de ressonância (50% de retrodoação para cada ligante). Caso L não seja um forte pi-aceptor, a forma canônica (b) será a preponderante. Exemplo 1: Análise de uma série de compostos de carbonil-molibdênio no IV. Frequência (cm-1) Composto ν1 C–O ν2 C–O Diferença [Mo(PCl3)3(CO)3] 1989 2041 52 [Mo(PϕCl2)3(CO)3] 1943 2016 73 [Mo(Pϕ2Cl)3(CO)3] 1885 1977 92 [Mo(Pϕ3)3(CO)3] 1835 1949 114 [Mo(py)3(CO)3] 1746 1888 142 [Mo(dien)(CO)3] 1723 1883 160 Através destes números, é possível verificar o grande poder π-aceptor das fosfinas, pois estas competem fortemente pelos elétrons π do metal, logo a ordem de ligação CO não é demasiadamente reduzida. Como o ligante dien (típico σ-doador) não compete pelos elétrons π do metal, a ordem de ligação CO é significativamente reduzida via retro-doação. Juntamente com outros exemplos, foi possível montar uma série de ligantes de acordo suas capacidades π-aceptoras: Fortes π-aceptores NO > CO ≈ RNC ≈ PCl3 > PCl2OR > PCl2R > PBr2R > PCl(OR)2 > PClR2 > P(OR)3 > PR3 ≈ SR2 > RCN > o-phen > alquil-aminas, éteres, álcoois Fracos π-aceptores Nota-se claramente o efeito de vários fatores na composição da lista acima, dentre estes, a eletronegatividade se destaca, juntamente com o efeitos eletrônicos doadores e retiradores. Exemplo 2: Análise estrutral de uma série de compostos de carbonil-cromo. A ligação Cr–P é menor para o complexo fosfito indicando maior retrodoação para o cromo, uma vez que o ligante fosfito é possui um maior poder π-aceptor que os ligantes fosfino. Ligação (pm) [Cr(Pϕ3)(CO)5] [Cr(POϕ3)(CO)5] trans-[Cr(POϕ3)2(CO)4] Cr–P 242,2 230,9 225,2 Cr–C (trans ao P) 184,4 186,1 - Cr–C (trans ao CO) 188,0 189,6 187,8 C–O (trans ao P) 115,4 113,6 - C–O (trans ao CO) 114,7 113,1 114,0 Resumo: Diagrama OM para Complexos Octaédricos com ligações σ e π. Orbitais Moleculares de Compostos Tetraédricos A TOM também pode ser aplicada em complexos tetraédricos via método das combinações lineares de simetria adaptada (em inglês SALCs). Parte I – Interação Metal-Ligante do tipo σ (sigma) Considere a formação de um complexo tetraédrico nos quais cada ligante (L) possui uma ligação simples com o centro metálico em questão. Neste caso os orbitais do átomo central se dividem em 04 (quatro) grupos distintos: Orbitais metálicos Simetria Degenerescência s a1 1 dx2-y2, dz2 e 2 dxy, dxz, dyz t2 3 Com a formação de um complexo, 04 (quatro) combinações lineares de simetria adaptada compatíveis (mesma paridade) são detectadas: Energia A Construção do Diagrama de Orbitais Moleculares – Complexos Td t2* 4p (t2) a1* t2* O mesmo da TCC!!! 4s (a1) e t2* 3d (e + t2) e Orbitais dos ligantes t2 a1 (a1 + t2) Energia Exemplo 1: O complexo [Cu(NH3)4]2+ - (apenas ligações σ) t2* 4p (t2) a1* O mesmo da TCC!!! t2* Δo 4s (a1) e t2* 3d (e + t2) e Orbitais dos ligantes Cu2+ (d9) t2 a1 (a1 + t2) Exemplo 2: O complexo [Ni(CO)4] - (ligações σ e π) A Construção do Diagrama de Orbitais Moleculares – Complexos QP Exemplo 1: O complexo K2[PdCl4] - (apenas ligações σ) Energia 1eu px, py eu 1b1g 3a1g pz 2a1g a2u a2u 1b1g s (a1g) Δ b2g eg 2a1g (a1g) (b1g) dz2 dx2-y2 (b2g) dxy (eg) b2g eg (a1g + eu + b1g) dxz, dyz 1b1g Pd2+ (d8) Orbitais dos ligantes 1eu 1a1g A Construção do Diagrama de Orbitais Moleculares para Complexos Quadrado-Planos (ligações σ e π)