En la química, un ligand es un átomo, el ion, o la molécula (véase también: El grupo funcional ) a el cual dona generalmente uno o más de sus electrones a través de un enlace covalente coordinado, o comparte sus electrones a través de un enlace covalente con, uno o más átomos o iones centrales (estos ligands actúan como Lewis bajo). Pocos ejemplos existen donde una molécula se puede describir como ligand que no acepte electrones de una base de Lewis (por lo tanto, el ligand actúa como ácido de Lewis ).
El átomo central es lo más comúnmente posible un metal o el metaloide en la química inorgánica . Pero en que los ligands de la química orgánica también se utilizan para proteger los grupos funcionales (e. Borane BH3 como ligand para la protección de la fosfina PH3), ≥ e que resulta de la coordinación de un ligand (o un arsenal de ligands) a un átomo central se llama un complejo.
Los factores que caracterizan los ligands son su carga, tamaño (bulto), y por supuesto la naturaleza de los átomos constitutivos.
Los ligands en un complejo:
estabilizar el átomo central, y
dictar la reactividad del átomo central.
Ligands en complejos del metal
La constitución de los complejos del metal ha sido descrita por el Alfred Werner, que desarrolló la base para la química moderna de la coordinación. Los ligands que se enlazan directo al metal (es decir, electrones de la parte), se llaman " sphere" interno; ligands. Si los ligands de la interno-esfera no balancean la carga del átomo central (el número de la oxidación), esto se puede hacer por la vinculación iónica simple con otro sistema de los iones (el " del contador; externo-sphere" ligands). El complejo del metal con los ligands internos de la esfera entonces se llama un el ion complejo (que puede ser el catiónico o el aniónico). El complejo, junto con sus iones del contador se llama un compuesto de coordinación . El tamaño de un ligand es indicado por su ángulo del cono. β
Donación y detrás-donación
Los ligands donan generalmente la densidad de electrón ( electrón-deficiente) al átomo central - es decir, se traslapan entre el orbitario molecular lo más arriba posible ocupado (HOMO ) del ligand con el orbitario molecular vacante más bajo ( LUMO ) del átomo central. El ligand actúa así como Lewis bajo donando densidad de electrón (el electrón aparea generalmente ) al átomo central, actuando como ácido de Lewis. En algunos casos, los ligands donan solamente un electrón de un orbitario solo ocupado (el átomo donante en estos ligands es un radical).Algunos centros del metal conjuntamente con ciertos ligands (e., monóxido de carbono (CO)) puede ser estabilizado más a fondo donando la densidad de electrón de nuevo al ligand en un proceso conocido como Detrás-vinculación . En este caso un orbitario llenado, central-átomo-basado dona densidad en el LUMO del ligand (coordinado).
Campo fuerte y ligands débiles del campo
considera también:
la teoría de campo cristalino Los Ligands y los iones del metal se pueden pedir por su “dureza” (véase también la teoría baja ácida suave dura ). Ciertos iones del metal tienen una preferencia por ciertos ligands. Los iones “duros” del metal prefieren generalmente ligands débiles del campo, mientras que los iones del metal de la “suavidad” prefieren ligands fuertes del campo. Desde un punto de vista del MES, el HOMO del ligand debe tener una energía que haga traslapo con el LUMO del metal preferencial. Los iones del metal limitados a los ligands del fuerte-campo siguen el principio de Aufbau, mientras que los complejos limitados a los ligands del débil-campo siguen la regla de Hund.
El atar del metal con los ligands da lugar a un sistema de los orbitarios moleculares, donde el metal se puede identificar con un nuevo HOMO y LUMO (los orbitarios que definen las características y reactividad del complejo resultante) y cierta ordenar de los 5 d-orbitarios (que pueden ser llenados, o llenado parcialmente con los electrones). En un ambiente octaédrico, los 5 d-orbitarios de otra manera degenerados partidos en los sistemas de 2 y 3 orbitarios (para una explicación más profundizada, ver la teoría de campo cristalino ). orbitarios del La diferencia de la energía entre estos 2 sistemas de d-orbitarios se llama el parámetro que parte, Δo. La magnitud de Δo es determinada por la campo-fuerza del ligand: los ligands fuertes del campo, por definición, aumentan ligands más que débiles del campo de Δo. Los Ligands se pueden ahora clasificar según la magnitud de Δo (véase el de la tabla debajo de ). El esta ordenar de ligands es casi invariable para todos los iones del metal y se llama la serie de Spectrochemical . Para los complejos con un cerco tetraédrico, los d-orbitarios parten otra vez en dos sistemas, pero este vez en orden reversa: orbitarios del El arreglo de los d-orbitarios en el átomo central (según lo determinado por la “fuerza” del ligand), tiene un efecto fuerte en virtualmente todas las características de los complejos resultantes. las diferencias de la energía en los d-orbitarios tienen un efecto fuerte en los espectros de absorción óptica de los complejos del metal. Resulta que los electrones de la valencia que ocupan orbitarios con el carácter significativo 3d-orbital absorben en la región de 400-800 nanómetro del espectro (gama Ultravioleta-visible). La absorción de la luz (qué percibimos como el color ) por estos electrones (es decir, excitación de electrones a partir de un orbitario a otro orbitario bajo influencia de la luz) se puede correlacionar al estado de tierra del complejo del metal, que refleja las características de la vinculación de los ligands. El cambio relativo en la energía (del pariente) de los d-orbitarios en función de la campo-fuerza de los ligands se describe en los diagramas de Tanabe-Sugano Los complejos de los ligands del polydentate se llaman los complejos del quelato del . Tienden a ser más estables que los complejos derivados de los ligands de Monodentate . Esta estabilidad realzada se atribuye a la necesidad para romper todos los enlaces al átomo central para que el ligand del hexadentate sea desplazado. Esta estabilidad o inercia creciente se llama el efecto de quelato . En términos de estabilidad termodinámica realzada de los complejos del quelato, la entropía favorece la dislocación de muchos ligands por un ligand del polydentate. El aumento en el número total de moléculas en la solución es favorable. Se relaciona con el efecto de quelato el efecto macrocíclico . Un ligand macrocíclico es cualquier ligand cíclico grande que por lo menos rodee parcialmente el átomo central y enlaza a él, dejando el átomo central en el centro de un anillo grande. El más rígido y el más alto su denticity, el más inerte serán el complejo macrocíclico. El Heme es un buen ejemplo, el átomo del hierro está en el centro de un macrocycle de la porfirina, estando limitado a cuatro átomos del nitrógeno del macrocycle del tetrapyrrole. El complejo muy estable del dimethylglyoximate del níquel es un macrocycle sintético derivado del anión Dimethylglyoxime . Desemejante de ligands del polydentate, los ligands del ambidentate pueden atar al átomo central en dos lugares pero no ambos. Un buen ejemplo de esto es Thiocyanide, SCN-, que puede atar en el átomo del sulfuro o el átomo del nitrógeno. Tales compuestos dan lugar al isomerism del acoplamiento. Virtualmente cada molécula y cada ion pueden servir como un ligand para (o " to" coordinado;) metales. Los ligands de Monodentate incluyen virtualmente todos los aniones y todas las bases simples de Lewis. Así, los haluros y el Pseudohalides son ligands aniónicos importantes mientras que el amoníaco, el monóxido de carbono, y el agua son particularmente ligands cargar-neutrales comunes. Las especies orgánicas simples son también mismo campo común, sean ellas aniónicas (el RO- y el RCO2- ) o neutral ( R2O, R2S, R3-xNHx, y R3P ). Las características estéricas de algunos ligands se evalúan en términos de sus ángulos del cono Más allá de las bases y de los aniones clásicos de Lewis, todas las moléculas no saturadas son también ligands, utilizando sus π-electrones en la formación del enlace coordinado. También, los metales pueden atar a los enlaces del σ en por ejemplo los hidrocarburos de los silanos y el biácido (véase también: Interacción de Agostic). En complejos de los ligands No-inocentes el ligand se enlaza a los metales vía enlaces convencionales, pero el ligand es también redox-activo. .
3 del
del
de la energía baja:
2 del dxy, del dxz y del dyz de la alta energía: y 2 del x 2- del del z 2 y del d del del d
2 del
del
de la energía baja: orbitarios del
3 del y 2 Denticity
Algunas moléculas del ligand pueden atar al ion del metal a través de sitios múltiples, a menudo porque tienen pares solitarios libre en más de un átomo. Los Ligands que atan a más de un sitio se llaman que quelata (del Griego para la garra del ). Por ejemplo, un ligand que ata a través de dos sitios es el bidentado y tres sitios son el tridentado. El ángulo de la mordedura del refiere al ángulo entre los dos enlaces de un quelato bidentado. Los ligands que quelatan son formados comúnmente ligando a grupos dispensadores de aceite vía máquinas para hacer chorizos orgánicas. Un ejemplo clásico es la diamina del etileno, que es derivada por el lazo de dos grupos del amoníaco a una máquina para hacer chorizos del etileno (- CH2CH2-). Un ejemplo clásico de un ligand del polydentate es el EDTA del agente quelante del hexadentate. Puede enlazar a través de seis sitios, rodeando totalmente algunos metales. El número de átomos con los cuales un lazo del ligand del polydentate al centro del metal se llama su Denticity (κ del símbolo). el κ indica los sitios dispensadores de aceite non-contiguous del número por los cuales un ligand ata a un metal. En catálisis la eficacia de un sistema que quelata depende del ángulo que quelata o del ángulo de la mordedura. Hapticity contra denticity
El Hapticity (η) y el denticity son a menudo confusos. Hapticity refiere a los átomos contiguos del que se atan a un metal. El etileno forma complejos de η2 porque dos átomos de carbón adyacentes atan al metal. La etilenediamina forma complejos de κ2. El Cyclopentadienyl se enlaza típicamente en modo de η5 porque los cinco átomos de carbón se enlazan al metal. EDTA4- por una parte, cuando es sexidentate, es modo de κ6, las aminas y los átomos de oxígeno del carboxilaato no está conectado directo. Para simplificar materias, ηn tiende a referir a los hidrocarburos no saturados y κn tiende a describir ligands de la amina y del carboxilaato del polydentate. Ligands comunes el del de
considera la nomenclatura . ¡Ejemplos de ligands comunes (por fuerza de campo)
En la tabla siguiente los ligands son clasificados por la fuerza de campo (ligands débiles del campo primero): Otros ligands encontrados generales (alfabéticos)
En esta tabla otros ligands comunes se enumeran en orden alfabético. Ver también
2-Mercaptoindole
Teoría de campo cristalino
Teoría de campo de Ligand
Química de la coordinación
Química inorgánica
Radioligand
Diagrama de Tanabe-Sugano
Serie de Spectrochemical
Ecuación de Scatchard Random links: Leyes de Kranzberg de la tecnología | Ciudad de Glenwood, Wisconsin | Sentido explicado | Abril de 2005 | Biblioteca pública del condado de Gwinnett