El cloruro de hierro (III) es un ácido de Lewis, lo que significa que tiene un orbital vacío que puede aceptar electrones. Fe (3+) tiene 5 electrones d-orbitales y 0 electrones s-orbitales porque los metales de transición eliminan primero los electrones s-orbitales.
En los complejos de metales de transición (centro de metal de transición con múltiples ligandos), los enlaces son orbitales de ligandos que interactúan con los orbitales del centro de metal. En este caso, los orbitales d y p son de particular interés. Dado que el cloruro de hierro (III) es plano trigonal, los ligandos están interactuando más fuertemente con los orbitales que tienen un componente a lo largo del eje z. Esto se debe a que los ligandos no están alineados con los ejes xey del centro del metal, lo que debilita las interacciones, independientemente de sus orientaciones relativas; Además, debido a que los orbitales s y p del ligando son perpendiculares a los orbitales p y d del metal en el plano xy, tienen una interacción no ligante. Ver el último dibujo:
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El orbital s en el metal, aunque está vacío, y el orbital dz pueden formar orbitales moleculares con los orbitales s de fluoruro. Los electrones s-orbitales llenarán estos orbitales moleculares. Como px y py no interactúan, sus electrones van a orbitales no unidos. Los electrones de fluoruro pz van a unir orbitales moleculares a lo largo del eje z.
Como las interacciones metal-ligando son casi exclusivamente a lo largo del eje z, los orbitales dxy yd (x2-y2) se dejan vacíos y desestabilizados. La desestabilización los empuja a una energía más alta, por lo que no están llenos de electrones de hierro (III).
El resultado de esto es que obtienes densidad de electrones acumulada en los orbitales moleculares a lo largo del eje z, pero una disminución en la densidad de electrones a lo largo del plano xy de la molécula. Los orbitales metálicos vacíos en el plano xy pueden aceptar fácilmente la densidad electrónica de una base de Lewis.
(Si alguien sabe de algo que hice mal, ¡házmelo saber!)
