STATLIG UTDANNINGSINSTITUSJON FOR HØYERE PROFESJONELL UTDANNING

"SAMARA STATE UNIVERSITY OF TRANSPORTATIONS"

Ufa institutt for kommunikasjon

Institutt for generell utdanning og faglige disipliner

Sammendrag av forelesningen om faget "kjemi"

om temaet: "Komplekse forbindelser"

for 1. års studenter

jernbanespesialiteter

alle former for utdanning

Sammensatt av:

Sammendrag av en forelesning om disiplinen "Kjemi" om emnet "Komplekse forbindelser" for 1. års studenter av jernbanespesialiteter av alle former for utdanning / kompilator:. - Samara: SamGUPS, 2011. - 9 s.

Godkjent på møte i Institutt for OiPD 23. mars 2011, protokoll

Trykket etter vedtak fra redaksjons- og forlagsrådet ved universitetet.

Sammensatt av:

Anmeldere: hode. Institutt for "Generell og ingeniørkjemi" SamGUPS,

Doktor i kjemiske vitenskaper, professor;

Førsteamanuensis ved Institutt for generell og uorganisk kjemi, Belarusian State University (Ufa),

Signert for trykking 07.04.2011. Format 60/901/16.

Skrivepapir. Utskriften er operativ. Konv. stekeovn l. 0,6.

Opplag 100. Best.nr. 73.

© Samara State Transport University, 2011

Innholdet i forelesningsnotatet tilsvarer staten den generelle utdanningsstandarden og kravene til høyere utdanning til det obligatoriske minimumsinnholdet og kunnskapsnivået til nyutdannede på videregående skole i syklusen "Naturvitenskap". Foredraget presenteres som en fortsettelse Forelesningskurs i kjemi for studenter av jernbanespesialiteter fra det første året av alle former for utdanning, satt sammen av ansatte ved avdelingen "Generell og ingeniørkjemi"

Forelesningen inneholder hovedbestemmelsene til teoriene om kjemisk binding, stabiliteten til komplekser, nomenklaturen til komplekse forbindelser, eksempler på problemløsning. Materialet som presenteres i forelesningen vil være et nyttig hjelpemiddel i studiet av emnet "Komplekse forbindelser" av heltids- og deltidsstudenter og for å løse kontrolloppgaver av studenter ved korrespondanseavdelingen for alle spesialiteter.

Denne publikasjonen ligger på instituttets nettsider.

Komplekse forbindelser

Dannelsen av mange kjemiske forbindelser skjer i samsvar med valensen til atomer. Slike forbindelser kalles enkle eller førsteordens forbindelser. Samtidig er det kjent mange forbindelser, hvis dannelse ikke kan forklares ut fra valensreglene. De er dannet ved å kombinere enkle forbindelser. Slike forbindelser kalles høyere ordens forbindelser, komplekse eller koordinasjonsforbindelser. Eksempler på enkle forbindelser: H2O, NH3, AgCl, CuSO4. Eksempler på komplekse forbindelser: AgCl 2NH3, Co (NO3) 3 6NH3, ZnSO4 4H2O, Fe (CN) 3 3KCN, PtCl2 2KCI, PdCl2 2NH3.

Ioner av visse elementer har evnen til å feste polare molekyler eller andre ioner til seg selv, og danner komplekse komplekse ioner. Forbindelser som inneholder komplekse ioner som kan eksistere både i en krystall og i løsning kalles komplekse forbindelser. Antall kjente komplekse forbindelser er mange ganger større enn antallet enkle forbindelser som er kjent for oss. Komplekse forbindelser har vært kjent for mer enn halvannet århundre siden. Inntil naturen til den kjemiske bindingen ble etablert, årsakene til deres dannelse, ble de empiriske formlene for forbindelsene skrevet som vi antydet i eksemplene ovenfor. I 1893 foreslo den sveitsiske kjemikeren Alfred Werner den første teorien om strukturen til komplekse forbindelser, som ble kalt koordinasjonsteorien. Komplekse forbindelser utgjør den mest omfattende og mangfoldige klassen av uorganiske stoffer. Mange organoelementforbindelser tilhører også dem. Studiet av egenskapene og den romlige strukturen til komplekse forbindelser ga opphav til nye ideer om naturen til den kjemiske bindingen.

1. koordinasjonsteori

I molekylet til en kompleks forbindelse skilles følgende strukturelle elementer ut: det kompleksdannende ionet, de festede partiklene koordinert rundt det - ligander, som sammen med kompleksdanneren intern koordinasjonssfære, og resten av partiklene inkludert i ytre koordinasjonssfære. Når de komplekse forbindelsene er oppløst, forblir liganden i en sterk binding med det kompleksdannende ionet, og danner et nesten ikke-dissosierende kompleksion. Antall ligander kalles koordinasjonsnummer(c. h.).

La oss vurdere kaliumferrocyanid K4, en kompleks forbindelse dannet under interaksjonen 4KCN+Fe(CN)2=K4.

Når den er oppløst, dissosieres den komplekse forbindelsen til ioner: K4↔4K++4-

Typiske kompleksdannende midler: Fe2+, Fe3+, Co3+, Cr3+, Ag+, Zn2+, Ni2+.

Typiske ligander: Cl-, Br-, NO2-, CN-, NH3, H2O.

Ladningen til kompleksdannende middel er lik den algebraiske summen av ladningene til dets bestanddeler, for eksempel 4-, x+6(-1)=-4, x=2.

De nøytrale molekylene som utgjør det komplekse ionet, påvirker ladningen. Hvis hele den indre sfæren er fylt med bare nøytrale molekyler,

da er ladningen til ionet lik ladningen til kompleksdanneren. Så, for et ion 2+, er ladningen av kobber x=+2.

Ladningen til et komplekst ion er lik summen av ladningene til ionene i den ytre sfæren. I K4 er ladningen -4, siden det er 4K+ i den ytre sfæren, og molekylet som helhet er elektrisk nøytralt. Gjensidig substitusjon av ligander i den indre sfæren er mulig mens man opprettholder samme koordinasjonsnummer, for eksempel Cl2, Cl, . Ladningen til koboltionet er +3.

Nomenklatur av komplekse forbindelser

Når du komponerer navnene på komplekse forbindelser, er anionet først indikert, og deretter i genitivfallet - kationen (ligner på enkle forbindelser: kaliumklorid eller aluminiumsulfat). I parentes angir et romertall graden av oksidasjon av sentralatomet. Ligander kalles som følger: H2O - aqua, NH3 - amin, C1- -klor-, CN - cyano-, SO4 2- - sulfat - etc. La oss kalle de ovennevnte forbindelsene a) AgCl 2NH3, Co (NO3) 3 6NH3, ZnS04 4H2O; b) Fe (CN)3 3KCN, PtCl2 2KCI; c) PdCl2 2NH3.

Med en kompleks kation a): diamminsølv(I)klorid, heksamminkobolt(III)nitrat, tetraquozink(P)sulfat.

MED kompleks anion b): kaliumheksacyanoferrat (III), kaliumtetraklorplatinat (II).

Kompleks- ikke-elektrolytt c): diklordiamminepalladium.

Når det gjelder ikke-elektrolytter, er navnet konstruert i nominativ kasus og graden av oksidasjon av sentralatomet er ikke angitt.

2. Metoder for å etablere koordinasjonsformler

Det finnes en rekke metoder for å etablere koordinasjonsformlene for komplekse forbindelser.

Ved hjelp av doble utvekslingsreaksjoner. Det var på denne måten at strukturen til følgende platinakompleksforbindelser ble bevist: PtCl4 ∙ 6NH3, PtCl4 ∙ 4NH3, PtCl4 ∙ 2NH3, PtCl4 ∙ 2KCl.

Hvis du handler på løsningen av den første forbindelsen med en løsning av AgNO3, utfelles alt klor som finnes i den i form av sølvklorid. Åpenbart er alle fire kloridioner i den ytre sfæren, og derfor består den indre sfæren av bare ammoniakkligander. Dermed vil koordinasjonsformelen til forbindelsen være Cl4. I forbindelsen PtCl4 ∙ 4NH3 utfeller sølvnitrat bare halvparten av kloret, dvs. kun to kloridioner er i den ytre sfæren, og de resterende to, sammen med fire ammoniakkmolekyler, er en del av den indre sfæren, slik at koordineringen formelen har formen Cl2. En løsning av forbindelsen PtCl4 ∙ 2NH3 utfelles ikke med AgNO3, denne forbindelsen er representert med formelen. Til slutt utfeller heller ikke sølvnitrat AgCl fra en løsning av forbindelsen PtCl4 ∙ 2KCl, men det kan ved utvekslingsreaksjoner fastslås at det er kaliumioner i løsningen. På dette grunnlaget er strukturen representert av formelen K2.

I henhold til den molare elektriske ledningsevnen til fortynnede løsninger. Ved høy fortynning bestemmes den molare elektriske ledningsevnen til den komplekse forbindelsen av ladningen og antall ioner som dannes. For forbindelser som inneholder et komplekst ion og enkeltladede kationer eller anioner, gjelder følgende omtrentlige forhold:

Antall ioner som det nedbrytes i

elektrolytt molekyl

Λ(V), Ohm-1 ∙ cm2 ∙ mol-1

Måling av den molare elektriske ledningsevnen Λ(В) i en serie platina(IV)-kompleksforbindelser gjør det mulig å komponere følgende koordinasjonsformler: Cl4 - dissosieres med dannelsen av fem ioner; Cl2 - tre ioner; - nøytralt molekyl; K2 - tre ioner, hvorav to er kaliumioner. Det finnes en rekke andre fysisk-kjemiske metoder for å etablere koordinasjonsformlene for komplekse forbindelser.

3. Type kjemisk binding i komplekse forbindelser

a) Elektrostatiske representasjoner .

Dannelsen av mange komplekse forbindelser kan, i en første tilnærming, forklares med elektrostatisk tiltrekning mellom det sentrale kationet og anioner eller polare ligandmolekyler. Sammen med tiltrekningskrefter er det også elektrostatiske frastøtingskrefter mellom like-ladede ligander. Som et resultat dannes det en stabil gruppering av atomer (ioner), som har et minimum av potensiell energi. Det kompleksdannende middelet og ligander betraktes som ladede ikke-deformerbare kuler av visse størrelser. Samspillet deres tas i betraktning i henhold til Coulomb-loven. Dermed regnes den kjemiske bindingen som ionisk. Hvis liganden er nøytrale molekyler, bør denne modellen ta hensyn til ione-dipol-interaksjonen mellom det sentrale ion og det polare ligandmolekylet. Resultatene av disse beregningene formidler tilfredsstillende avhengigheten av koordinasjonsnummeret til ladningen til sentralionet. Med en økning i ladningen til det sentrale ion øker styrken til komplekse forbindelser, en økning i radius fører til en reduksjon i kompleksets styrke, men fører til en økning i koordinasjonstallet. Med en økning i størrelsen og ladningen til liganden, reduseres koordinasjonstallet og stabiliteten til komplekset. Primær dissosiasjon fortsetter nesten fullstendig, som dissosiasjonen av sterke elektrolytter. Ligandene som ligger i den indre sfæren er mye sterkere bundet til sentralatomet, og spaltes kun i liten grad. Den reversible desintegrasjonen av den indre sfæren av en kompleks forbindelse kalles sekundær dissosiasjon. For eksempel kan dissosiasjonen av Cl-komplekset skrives som følger:

Cl→++Cl - primær dissosiasjon

+↔Ag++2NH3 sekundær dissosiasjon

Imidlertid er en enkel elektrostatisk teori ikke i stand til å forklare selektiviteten (spesifisiteten) til kompleksdannelse, siden den ikke tar hensyn til det sentrale atomets og ligandens natur, de strukturelle egenskapene til elektronskallene deres. For å ta hensyn til disse faktorene ble den elektrostatiske teorien supplert polariserende ideer i henhold til hvilke kompleksdannelse favoriseres ved deltakelse av små flerdobbelt ladede kationer av d-elementer som sentrale atomer, som har en sterk polariserende effekt, og som ligander av store, lett polariserbare ioner eller molekyler. I dette tilfellet oppstår deformasjonen av elektronskallene til sentralatomet og ligander, noe som fører til deres inntrengning, noe som forårsaker styrking av bindinger.

b) Metoden for valensbindinger.

I metoden for valensbindinger antas det at det sentrale atomet til kompleksdannende middel må ha frie orbitaler for dannelse av kovalente bindinger med ligander, hvis antall bestemmer maksimalverdien av kompleksdannende middels effektivitet. I dette tilfellet oppstår en kovalent σ-binding når den frie orbitalen til kompleksdannende atom overlapper med fylte donororbitaler, dvs. inneholder udelte elektronpar. Denne forbindelsen kalles koordinasjonsforbindelse.

Eksempel 1. 2+ komplekse ion har en tetraedrisk struktur. Hvilke orbitaler av kompleksdanneren brukes til å danne bindinger med NH3-molekyler?

Løsning. Den tetraedriske strukturen til molekyler er karakteristisk for dannelsen av sp3 hybridorbitaler.

Eksempel 2. Hvorfor har det komplekse ion + en lineær struktur?

Løsning. Den lineære strukturen til dette ionet er en konsekvens av dannelsen av to hybride sp-orbitaler av Cu+-ionet, som mottar NH3-elektronpar.

Eksempel 3. Hvorfor er ionet 2-paramagnetisk og 2-diamagnetisk?

Løsning. Cl - ioner samhandler svakt med Ni2+ ioner. Elektronpar av klor går inn i orbitalene til det neste ledige laget med n=4. I dette tilfellet forblir 3d-elektronene til nikkel uparede, noe som forårsaker 2-paramagnetismen.

I 2- på grunn av dsp2-hybridisering skjer elektronparing og ionet er diamagnetisk

c) Krystallfeltteori.

Krystallfeltteori tar for seg den elektrostatiske interaksjonen mellom positivt ladede kompleksdannende metallioner og ensomme elektronpar av ligander. Under påvirkning av ligandfeltet deles d-nivåene til overgangsmetallionet. Vanligvis er det to konfigurasjoner av komplekse ioner - oktaedriske og tetraedriske. Verdien av spaltningsenergien avhenger av arten av liganden og av kompleksenes konfigurasjon. Populasjonen av delte d-baner med elektroner utføres i henhold til Hund-regelen, og OH-, F-, Cl - ionene og H2O, NO-molekylene er svake feltligander, og CN-, NO2- ionene og CO-molekylet er sterke feltligander som signifikant deler d-nivåer av kompleksdannende middel. Skjemaer for deling av d-nivåer i de oktaedriske og tetraedriske feltene til ligander er gitt.

Eksempel 1. Tegn fordelingen av titanelektroner i det oktaedriske 3+ komplekse ionet.

Løsning. Ionet er paramagnetisk i samsvar med det faktum at det er ett uparet elektron lokalisert på Ti3+-ionet. Dette elektronet okkuperer en av de tre degenererte dε-orbitalene.

Når lys absorberes, er overgangen til et elektron fra dε- til dy-nivået mulig. Faktisk absorberer 3+-ionet, som har et enkelt elektron i dε-orbitalen, lys med en bølgelengde på λ=4930Å. Dette fører til at fortynnede løsninger av Ti3+-salter blir lilla i tillegg til den absorberte. Energien til denne elektroniske overgangen kan beregnes ut fra relasjonen

https://pandia.ru/text/78/151/images/image002_7.png" width="50" height="32 src=">; E=40 kcal/g ion = 1,74 eV = 2, 78∙10 -12 erg/ion Substituere inn i formelen for å beregne bølgelengden, får vi

DIV_ADBLOCK332">

Likevektskonstanten i dette tilfellet kalles ustabilitetskonstanten til det komplekse ion https://pandia.ru/text/78/151/images/image005_2.png" width="200" height="36 src="> 2.52∙ 10-3 g∙ion/l og derfor =10,1∙10-3 mol/l.

Eksempel 2. Bestem graden av dissosiasjon av 2+ kompleksionet i en 0,1 molar SO4-løsning.

Løsning. La oss betegne konsentrasjonen av , dannet under dissosiasjonen av det komplekse ionet, gjennom x. Deretter \u003d 4x, og 2 + \u003d (0,1- x) mol / l. La oss erstatte likevektskonsentrasjonene til komponentene i ligningen Fordi x<<0,1, то 0,1–х ≈ 0,1. Тогда 2,6∙10-11=256х5, х=2,52∙10-3 моль/л и степень диссоциации комплексного иона

α=2,52∙10-3/0,1=0,025=2,5%.

1., Yakovlev instruksjoner for å utføre laboratoriearbeid i kjemi for studenter av alle spesialiteter av heltidsutdanning. - Samara: SamGUPS, 2009. - 46 s.

2., Kjemi: kontrolloppgaver for studenter - korrespondansestudenter av alle spesialiteter. - Samara: SamGUPS, 2008. - 100 s.

3., M Et forelesningskurs i kjemi for 1. års studenter med jernbanespesialiteter av alle utdanningsformer. Samara: SamGUPS, 2005. - 63 s.

4., Reznitsky og øvelser i generell kjemi: Lærebok - 2. utg. - M .: Publishing House of Moscow. un-ta, 1985. S.60-68.

5. Glinka kjemi: Lærebok for universiteter / Red. . -red. 29., revidert - M .: Integral-Press, 2002. S. 354-378.

6. L Oppgaver og øvelser i generell kjemi: Lærebok for universiteter / Under. utg. Og – M.: Knorus, 2011.- S.174-187.

7. Korovin kjemi: Lærebok for teknisk. retninger og spesielle universiteter-6. utg., Rev.-M.: Høyere. skole, 2006. S.71-82

Når man vurderer typene kjemiske bindinger, ble det bemerket at attraktive krefter oppstår ikke bare mellom atomer, men også mellom molekyler og ioner. En slik interaksjon kan føre til dannelse av nye, mer komplekse komplekse (eller koordinasjons) forbindelser.

Omfattende er forbindelser som har aggregater av atomer (komplekser) i nodene til krystallgitteret, som er i stand til uavhengig eksistens i løsning og har egenskaper som er forskjellige fra egenskapene til deres bestanddeler (atomer, ioner eller molekyler).

I molekylet til en kompleks forbindelse (for eksempel K 4 ) skilles følgende strukturelle elementer: ion- kompleksdannende middel (for et gitt Fe-kompleks) er de festede partiklene koordinert rundt det ligander eller addender (CN -), som sammen med kompleksdanneren intern koordinasjonssfære (4-), og andre partikler inkludert i ytre koordinasjonssfære (K+). Når de komplekse forbindelsene er oppløst, forblir liganden i en sterk binding med det kompleksdannende ionet, og danner et nesten ikke-dissosierende kompleksion. Antall ligander kalles koordinasjonsnummer (ved K 4 er koordinasjonstallet 6). Koordinasjonstallet bestemmes av det sentrale atomets og ligandens natur, og tilsvarer også den mest symmetriske geometriske konfigurasjonen: 2 (lineær), 4 (tetraedrisk eller kvadratisk) og 6 (oktaedrisk konfigurasjon).

Typiske kompleksdannende midler er kationer: Fe 2+, Fe 3+, Co 3+, Co 2+, Cu 2+, Ag +, Cr 3+, Ni 2+ Evnen til å danne komplekse forbindelser er assosiert med den elektroniske strukturen til atomer. Spesielt lett å danne komplekse ioner er elementer i d-familien, for eksempel: Ag +, Au +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Fe 2+, Cd 2+, Fe 3+, Co 3+ , Ni 2+, Pt 2+, Pt 4+ osv. Kompleksdannende midler kan være Al 3+ og noen ikke-metaller, for eksempel Si og B.

Ligander kan tjene som ladede ioner: F -, OH -, NO 3 -, NO 2 -, Cl -, Br -, I -, CO 3 2-, CrO 4 2-, S 2 O 3 2-, CN -, PO 4 3- og andre, og elektrisk nøytrale polare molekyler: NH 3, H 2 O, PH 3, CO, etc. Hvis alle ligandene til kompleksdannende middel er like, så er komplekset homogen forbindelse, for eksempel Cl2; hvis liganden er forskjellige, så forbindelsen heterogen, for eksempel Cl. Koordinasjonsbindinger (donor-akseptor) etableres vanligvis mellom kompleksdannende middel og ligander. De dannes som et resultat av overlapping av ligandorbitalene fylt med elektroner av de ledige orbitalene til sentralatomet. I komplekse forbindelser er giveren det kompleksdannende middelet, og akseptoren er liganden.

Antallet kjemiske bindinger mellom det kompleksdannende middelet og ligandene bestemmer koordinasjonstallet til det kompleksdannende middelet. Karakteristiske koordinasjonstall: Cu +, Ag +, Au + = 2; Cu 2+, Hg 2+, Pb 2+, Pt 2+, Pd 2+ =4; Ni 2+, Ni 3+, Co 3+, A1 3+ = 4 eller 6; Fe 2+, Fe 3+, Pt 4+, Pd 4+, Ti 4+, Pb 4+, Si 4+ =6.

Ladningen til kompleksdanneren er lik den algebraiske summen av ladningene til dets bestanddeler, for eksempel: 4-, x + 6(-1) = 4-; x=2.

De nøytrale molekylene som utgjør det komplekse ionet, påvirker ikke ladningen. Hvis hele den indre sfæren bare er fylt med nøytrale molekyler, er ladningen til ionet lik ladningen til kompleksdannende middel. Så 2+-ionet har en kobberladning x = 2+. Ladningen til det komplekse ionet er lik ladningen til ionene i den ytre sfæren. I K 4 er ladningen -4, siden det er 4 K + kationer i den ytre sfæren, og molekylet som helhet er elektrisk nøytralt.

Ligander i den indre sfæren kan erstatte hverandre mens de opprettholder samme koordinasjonsnummer.

Klassifisering og nomenklatur av komplekse forbindelser. MED synspunkter ladning av en kompleks partikkel Alle komplekse forbindelser kan deles inn i kationiske, anioniske og nøytrale.

Kationkomplekser danner metallkationer som koordinerer nøytrale eller anioniske ligander rundt seg selv, og den totale ladningen til liganden er mindre i absolutt verdi enn oksidasjonstilstanden til kompleksdannende middel, for eksempel Cl 3 . Kationiske kompleksforbindelser, i tillegg til hydroxokomplekser og salter, kan være syrer, for eksempel H - heksafluorantimonsyre.

I anionkomplekser , tvert imot er antallet anionligander slik at den totale ladningen til det komplekse anionet er negativ, for eksempel . I anionkomplekser hydroksydanioner fungerer som ligander hydroksokomplekser (for eksempel Na 2 - kaliumtetrahydroksozinkat), eller anioner av syrerester er acidokomplekser(for eksempel K 3 - kaliumheksacyanoferrat (III)) .

Nøytrale komplekser kan være av flere typer: et kompleks av et nøytralt metallatom med nøytrale ligander (for eksempel Ni (CO) 4 - nikkeltetrakarbonyl, [Cr (C 6 H 6) 2] - dibenzenkrom). I nøytrale komplekser av en annen type balanserer ladningene til kompleksdannende middel og ligander hverandre (for eksempel heksamminplatina (IV)klorid, trinitrotriamminkobolt).

Komplekse forbindelser kan klassifiseres ligandens natur. Blant forbindelser med nøytrale ligander skilles vannkomplekser, ammoniater og metallkarbonyler. Komplekse forbindelser som inneholder vannmolekyler som ligander kalles akvakomplekser . Når et stoff krystalliserer fra en løsning, fanger kationen opp noen av vannmolekylene som kommer inn i saltets krystallgitter. Slike stoffer kalles krystallinske hydrater, for eksempel A1C1 3 · 6H 2 O. De fleste krystallinske hydrater er vannkomplekser, så de er mer nøyaktig avbildet som et komplekssalt ([A1(H 2 O) 6] C1 3 - heksaaqua aluminiumklorid). Komplekse forbindelser med ammoniakkmolekyler som ligand kalles ammoniakk , for eksempel C14-heksaaminplatina(IV)klorid. metallkarbonyler kalles komplekse forbindelser der karbonmonoksid (II) molekyler tjener som ligander, for eksempel jernpentakarbonyl, nikkeltetrakarbonyl.

Det er kjent komplekse forbindelser med to komplekse ioner i molekylet, for hvilke det er et fenomen med koordinasjonsisomerisme, som er assosiert med en annen fordeling av ligander mellom kompleksdannende midler, for eksempel: - heksantrokoboltat (III) heksammin nikkel (III).

Ved kompilering navnene på den komplekse forbindelsen følgende regler gjelder:

1) hvis forbindelsen er et komplekst salt, kalles anionet i nominativ kasus først, og deretter kationen i genitiv kasus;

2) når man navngir et kompleksion, indikeres først liganden, deretter kompleksdannende middel;

3) molekylære ligander tilsvarer navnene på molekyler (bortsett fra vann og ammoniakk, begrepene "aqua" Og "amin");

4) endelsen - o legges til de anioniske ligander, for eksempel: F - - fluor, C1 - - klor, O 2 - - oxo, CNS - - rhodan, NO 3 - - nitrato, CN - - cyano, SO 4 2--sulfat, S203-2-tiosulfat, CO32-karbonat, RO43--fosfato, OH--hydrokso;

5) Greske tall brukes for å indikere antall ligander: 2 - di-, 3 –tre-, 4 –tetra-, 5 –penta-, 6 –heksa-;

6) hvis kompleksionet er en kation, brukes det russiske navnet på elementet for navnet på kompleksdannende middel, hvis anionet er det latinske navnet;

7) etter navnet på kompleksdanneren, indikerer et romertall i parentes dets grad av oksidasjon;

8) i nøytrale komplekser er navnet på det sentrale atomet gitt i det nominative tilfellet, og dets oksidasjonstilstand er ikke indikert.

Egenskaper til komplekse forbindelser. Kjemiske reaksjoner som involverer komplekse forbindelser er delt inn i to typer:

1) ytre sfære - under deres flyt forblir den komplekse partikkelen uendret (utvekslingsreaksjoner);

2) intrasfære - i løpet av forløpet skjer endringer i oksidasjonstilstanden til sentralatomet, i strukturen til ligander, eller endringer i koordinasjonssfæren (reduksjon eller økning i koordinasjonstallet).

En av de viktigste egenskapene til komplekse forbindelser er deres dissosiasjon i vandige løsninger. De fleste vannløselige ioniske komplekser er sterke elektrolytter, de dissosieres i ytre og indre sfærer: K 4 ↔ 4K + + 4 - .

Komplekse ioner er ganske stabile, det er de svake elektrolytter, trinnvis spalting av ligandene til en vandig løsning:

4 - ↔ 3- +CN - (antall trinn er lik antall ligander).

Hvis den totale ladningen til en partikkel av en kompleks forbindelse er null, har vi et molekyl ikke-elektrolytt, For eksempel .

I utvekslingsreaksjoner går komplekse ioner fra en forbindelse til en annen uten å endre sammensetningen. Den elektrolytiske dissosiasjonen av komplekse ioner følger loven om massevirkning og er kvantitativt karakterisert ved en dissosiasjonskonstant, som kalles ustabilitetskonstanter K n. Jo lavere ustabilitetskonstanten til komplekset er, jo mindre brytes det ned til ioner, jo mer stabil er denne forbindelsen. I forbindelser karakterisert ved høy K n er komplekse ioner ustabile, dvs. de er praktisk talt fraværende i løsning, slike forbindelser er doble salter . Forskjellen mellom typiske representanter for komplekse og doble salter er at sistnevnte dissosierer med dannelsen av alle ionene som utgjør dette saltet, for eksempel: KA1 (SO 4) 2 ↔ K + + A1 3+ + 2SO 4 2- ( dobbelt salt);

K ↔ 4K + + 4- (komplekst salt).

Komplekse forbindelser

Leksjon-forelesning klasse 11

Leksjonen som er sendt inn til konkurransen "Jeg går til timen", tilbringer jeg i 11. biologisk og kjemisk klasse, hvor det er tildelt 4 timer i uken for å studere kjemi.

Jeg tok emnet "Komplekse forbindelser", for det første, fordi denne gruppen av stoffer er av eksepsjonelt stor betydning i naturen; for det andre inkluderer mange BRUK-oppgaver konseptet med komplekse forbindelser; for det tredje velger elever fra denne klassen yrker relatert til kjemi og vil møte en gruppe komplekse forbindelser i fremtiden.

Mål. Form konseptet for sammensetning, klassifisering, struktur og grunnleggende nomenklatur av komplekse forbindelser; vurdere deres kjemiske egenskaper og vis betydningen; utvide elevenes forståelse av mangfoldet av stoffer.

Utstyr. Prøver av komplekse forbindelser.

Timeplan

I. Organisatorisk øyeblikk.

II. Lære nytt stoff (forelesning).

III. Oppsummering og setting av lekser.

Forelesningsplan

1. Variasjon av stoffer.

2. Koordinasjonsteori til A. Werner.

3. Struktur av komplekse forbindelser.

4. Klassifisering av komplekse forbindelser.

5. Naturen til den kjemiske bindingen i komplekse forbindelser.

6. Nomenklatur for komplekse forbindelser.

7. Kjemiske egenskaper til komplekse forbindelser.

8. Verdien av komplekse forbindelser.

UNDER KLASSENE

I. Organisatorisk øyeblikk

II. Lære nytt stoff

En rekke stoffer

Stoffverdenen er mangfoldig, og vi er allerede kjent med gruppen av stoffer som tilhører komplekse forbindelser. Disse stoffene har blitt studert siden 1800-tallet, men det var vanskelig å forstå strukturen deres ut fra de eksisterende ideene om valens.

A. Werners koordinasjonsteori

I 1893 formulerte den sveitsiske uorganiske kjemikeren Alfred Werner (1866–1919) en teori som gjorde det mulig å forstå strukturen og noen egenskaper til komplekse forbindelser og kalte koordinasjonsteori*. Derfor kalles komplekse forbindelser ofte koordinasjonsforbindelser.

Forbindelser, som inkluderer komplekse ioner som eksisterer både i en krystall og i løsning, kalles kompleks eller koordinasjon.

Strukturen til komplekse forbindelser

I følge Werners teori er den sentrale posisjonen i komplekse forbindelser vanligvis okkupert av et metallion, som kalles det sentrale ion, eller kompleksdannende middel.

Komplekseringsmiddel - en partikkel (atom, ion eller molekyl) som koordinerer (plasserer) rundt seg andre ioner eller molekyler.

Det kompleksdannende middelet har vanligvis en positiv ladning, er d-element, viser amfotere egenskaper, har et koordinasjonstall på 4 eller 6. Molekyler eller syrerester - ligander (adder) er lokalisert (koordinater) rundt kompleksdannende middel.

Ligander - partikler (molekyler og ioner) koordinert av kompleksdanneren og har direkte kjemiske bindinger med det (for eksempel ioner: Cl-, I-, NO3-, OH-; nøytrale molekyler: NH3, H2O, CO ).

Ligandene er ikke bundet til hverandre, siden frastøtende krefter virker mellom dem. Når molekyler er ligander, er molekylær interaksjon mulig mellom dem. Koordinasjonen av ligander rundt kompleksdannende middel er et karakteristisk trekk ved komplekse forbindelser (fig. 1).

Koordinasjonsnummer - er antallet kjemiske bindinger som det kompleksdannende middelet danner med liganden.

Ris. 2. Tetraedrisk struktur av ionet -

Verdien av koordinasjonsnummeret til det kompleksdannende middelet avhenger av dets natur, grad av oksidasjon, natur av liganden og betingelser (temperatur, konsentrasjon) under hvilke kompleksdannelsesreaksjonen fortsetter. Koordinasjonstallet kan ha verdier fra 2 til 12. Det vanligste er koordinasjonsnummeret 4 og 6. For koordinasjonsnummeret 4 kan strukturen til komplekse partikler være tetraedrisk (fig. 2) og i form av en flat kvadrat (fig. 3). Komplekse forbindelser med et koordinasjonsnummer på 6 har en oktaedrisk struktur på 3– (fig. 4).

Ris. 4. Ion 3 - oktaedrisk struktur

Det kompleksdannende middelet og dets omkringliggende ligander utgjør interiøret i komplekset. En partikkel som består av et kompleksdannende middel og omkringliggende ligander kalles et kompleksion. Når man skildrer komplekse forbindelser, er den indre sfæren (kompleks ion) begrenset av firkantede parenteser. De resterende komponentene i den komplekse forbindelsen er lokalisert i ytre sfære(Fig. 5).

Den totale ladningen til ionene i den ytre sfæren må være lik verdi og motsatt i fortegn til ladningen til det komplekse ionet:

Klassifisering av komplekse forbindelser

Et stort utvalg av komplekse forbindelser og deres egenskaper tillater ikke å lage en enhetlig klassifisering. Stoffer kan imidlertid grupperes i henhold til enkelte individuelle trekk.

1) Etter sammensetning.

2) I henhold til typen koordinerte ligander.

EN) Aquacomplexes- dette er komplekse kationer der H 2 O-molekyler er ligander. De dannes av metallkationer med en oksidasjonstilstand på +2 eller mer, og evnen til å danne vannkomplekser i metaller fra en gruppe i det periodiske systemet avtar fra topp til bunn.

Eksempler på vannkomplekser:

Cl3, (NO3)3.

b) Hydroksokomplekser er komplekse anioner der ligandene er hydroksidioner OH-. Kompleksdannende midler er metaller som er utsatt for manifestasjon av amfotere egenskaper - Be, Zn, Al, Cr.

For eksempel: Na, Ba.

V) Ammoniakk er komplekse kationer der NH3-molekyler er ligander. Kompleksdannende midler er d-elementer.

For eksempel: SO 4, Cl.

G) acidokomplekser er komplekse anioner der ligandene er anioner av uorganiske og organiske syrer.

For eksempel: K 3 , Na 2 , K 4 .

3) Ved ladningen av den indre sfæren.

Naturen til den kjemiske bindingen i komplekse forbindelser

I den indre sfæren er det kovalente bindinger mellom kompleksdannende middel og ligander, som også dannes av donor-akseptor-mekanismen. For dannelse av slike bindinger er tilstedeværelsen av frie orbitaler i noen partikler (tilgjengelig i kompleksdannende middel) og udelte elektronpar i andre partikler (ligander) nødvendig. Rollen til donor (elektronleverandør) spilles av liganden, og akseptoren som aksepterer elektroner er kompleksdannende middel. Donor-akseptorbindingen oppstår som et resultat av overlappingen av de frie valensorbitalene til kompleksdannende middel med de fylte donororbitalene.

Det er en ionisk binding mellom ytre og indre sfærer. La oss ta et eksempel.

Den elektroniske strukturen til berylliumatomet:

Den elektroniske strukturen til berylliumatomet i en opphisset tilstand:

Den elektroniske strukturen til berylliumatomet i 2-kompleksionet:

Stiplede piler viser fluorelektroner; to av de fire bindingene dannes av donor-akseptor-mekanismen. I dette tilfellet er Be-atomet en akseptor, og fluorioner er donorer, deres frie elektronpar fyller hybridiserte orbitaler ( sp 3 - hybridisering).

Nomenklatur av komplekse forbindelser

Den mest utbredte er nomenklaturen anbefalt av IUPAC. Navn kompleks anion begynner med betegnelsen på sammensetningen av den indre sfæren: antall ligander er indikert med greske tall: 2-di, 3-tre, 4-tetra, 5-penta, 6-hexa, etc., etterfulgt av navnene på ligandene, som forbindelsesvokalen "o" er lagt til »: Cl - - klor-, CN - - cyano-, OH - - hydroxo-, etc. Hvis kompleksdanneren har en variabel oksidasjonstilstand, er oksidasjonstilstanden angitt i parentes i romertall, og navnet med suffikset -at: Zn - sink på, Fe – ferr på(III), Au - aur på(III). Etternavnet er kationen til den ytre sfæren i genitivkasus.

K 3 - kaliumheksacyanoferrat (III),

K 4 - kaliumheksacyanoferrat (II),

K 2 - kaliumtetrahydroksozinkat.

Navn på forbindelser som inneholder kompleks kation, er bygget fra navnene på anionene i det ytre miljøet, hvoretter antall ligander er angitt, det latinske navnet på liganden er gitt (ammoniakkmolekyl NH 3 - amin, vannmolekyl H 2 O - aqua fra det latinske navnet av vann) og det russiske navnet på det kompleksdannende elementet; romertallet i parentes indikerer graden av oksidasjon av det kompleksdannende elementet, hvis det er variabelt. For eksempel:

SO 4 - tetraamin kobber (II) sulfat,

Cl 3 - hexaaqua aluminiumklorid.

Kjemiske egenskaper til komplekse forbindelser

1. I løsning oppfører komplekse forbindelser seg som sterke elektrolytter; fullstendig dissosieres til kationer og anioner:

Cl 2 \u003d Pt (NH 3) 4] 2+ + 2Cl -,

K 2 \u003d 2K + + 2–.

Dissosiasjon av denne typen kalles primær.

Sekundær dissosiasjon er assosiert med fjerning av ligander fra den indre sfæren av kompleksionet:

2– PtCl 3 – + Cl – .

Sekundær dissosiasjon skjer i trinn: komplekse ioner ( 2–) er svake elektrolytter.

2. Under påvirkning av sterke syrer blir hydroxokomplekser ødelagt, for eksempel:

a) med mangel på syre

Na3 + 3HCl \u003d 3NaCl + Al (OH)3 + 3H2O;

b) med et overskudd av syre

Na3 + 6HCl \u003d 3NaCl + AlCl3 + 6H2O.

3. Oppvarming (termolyse) av alle ammoniater fører til nedbrytning, for eksempel:

SO 4 CuSO 4 + 4NH 3.

Verdien av komplekse forbindelser

Koordinasjonsforbindelser er ekstremt viktige i naturen. Det er nok å si at nesten alle enzymer, mange hormoner, medisiner, biologisk aktive stoffer er komplekse forbindelser. For eksempel er blodhemoglobin, på grunn av hvilket oksygen overføres fra lungene til vevsceller, en kompleks forbindelse som inneholder jern (fig. 6), og klorofyll, ansvarlig for fotosyntesen i planter, er en kompleks magnesiumforbindelse (fig. 7). .

En betydelig del av naturlige mineraler, inkludert polymetalliske malmer og silikater, er også sammensatt av koordinasjonsforbindelser. Dessuten er kjemiske metoder for utvinning av metaller fra malm, spesielt kobber, wolfram, sølv, aluminium, platina, jern, gull og andre, også forbundet med dannelsen av lettløselige, lavtsmeltende eller flyktige komplekser. For eksempel: Na 3 - kryolitt, KNa 3 4 - nefelin (mineraler, komplekse forbindelser som inneholder aluminium).

Den moderne kjemiske industrien bruker mye koordineringsforbindelser som katalysatorer i syntese av makromolekylære forbindelser, i kjemisk prosessering av olje og i produksjon av syrer.

III. Oppsummering og setting av lekser

Hjemmelekser.

1) Forbered deg på en forelesning til en praktisk leksjon om emnet: "Komplekse forbindelser".

2) Gi en skriftlig beskrivelse av følgende komplekse forbindelser etter struktur og klassifiser i henhold til deres egenskaper:

K 3, (NO 3) 3, Na 2, OH.

3) Skriv reaksjonsligningene som du kan utføre transformasjoner med:

* For oppdagelsen av dette nye vitenskapsfeltet ble A. Werner tildelt Nobelprisen i 1913.

Forbindelser av typen BF 3, CH 4, NH 3, H 2 O, CO 2 osv., hvor grunnstoffet viser sin vanlige maksimale valens, kalles valensmettede forbindelser eller første ordens forbindelser. Når første-ordens forbindelser interagerer med hverandre, dannes høyere-ordens forbindelser. TIL høyere ordens forbindelser inkluderer hydrater, ammoniater, addisjonsprodukter av syrer, organiske molekyler, dobbeltsalter og mange andre. Eksempler på dannelse av komplekse forbindelser:

PtCl 4 + 2KCl \u003d PtCl 4 ∙ 2KCl eller K 2

CoCl 3 + 6NH 3 \u003d CoCl 3 ∙ 6NH 3 eller Cl 3.

A. Werner introduserte ideer om forbindelser av høyere orden i kjemi og ga den første definisjonen av begrepet en kompleks forbindelse. Elementer etter metning av vanlige valenser er i stand til å vise ekstra valens - koordinere. Det er på grunn av koordinasjonsvalensen at høyere ordens forbindelser dannes.

Komplekse forbindelser – komplekse stoffer som kan isoleres sentralt atom(kompleksdannere) og relaterte molekyler og ioner - ligander.

Sentralatomet og ligander dannes kompleks (indre sfære), som, når du skriver formelen til en kompleks forbindelse, er omsluttet av firkantede parenteser. Antall ligander i den indre sfæren kalles koordinasjonsnummer. Molekyler og ioner som omgir den komplekse formen ytre sfære. Et eksempel på et komplekst salt av kaliumheksacyanoferrat (III) K 3 (det såkalte rødt blodsalt).

De sentrale atomene kan være overgangsmetallioner eller atomer av noen ikke-metaller (P, Si). Ligander kan være halogenanioner (F -, Cl -, Br -, I -), OH -, CN -, CNS -, NO 2 - og andre, nøytrale molekyler H 2 O, NH 3, CO, NO, F 2 , Cl 2, Br 2, I 2, hydrazin N 2 H 4, etylendiamin NH 2 -CH 2 -CH 2 -NH 2, etc.

Koordinasjonsvalens(CV) eller koordinasjonsnummer - antall steder i den indre sfæren av komplekset som kan okkuperes av ligander. Koordinasjonstallet er vanligvis større enn oksidasjonstilstanden til kompleksdannende middel, avhengig av kompleksdannende middels og liganders natur. Komplekse forbindelser med koordinasjonsvalenser på 4, 6 og 2 er mer vanlige.

Ligandkoordinasjonskapasitet – antall steder i den indre sfæren av komplekset okkupert av hver ligand. For de fleste ligander er koordinasjonskapasiteten én, sjeldnere 2 (hydrazin, etylendiamin) og mer (EDTA - etylendiamintetraacetat).

Kompleks ladning må være numerisk lik den totale ladningen til den ytre sfæren og motsatt i fortegn, men det finnes også nøytrale komplekser. Oksydasjonstilstanden til kompleksdanneren lik og motsatt i fortegn til den algebraiske summen av ladningene til alle andre ioner.

Systematiske navn på komplekse forbindelser dannes som følger: først kalles anion i nominativ kasus, deretter separat i genitiv kasus - kation. Ligandene i komplekset er oppført sammen i følgende rekkefølge: a) anioniske; b) nøytral; c) kationisk. Anioner er oppført i rekkefølgen H - , O 2- , OH - , enkle anioner, polyatomiske anioner, organiske anioner - i alfabetisk rekkefølge. Nøytrale ligander heter det samme som molekyler, med unntak av H 2 O (akva) og NH 3 (amin); negativt ladede ioner legger til forbindelsesvokalen " O". Antall ligander er angitt med prefikser: di-, tri, tetra-, penta-, hexa- etc. Slutten for anioniske komplekser er "- på" eller "- ny", hvis syren heter; det er ingen typiske avslutninger for kationiske og nøytrale komplekser.

H - hydrogentetrakloraurat (III)

(OH)2-tetraamminkobber(II)hydroksid

Cl 4 - heksamminplatina (IV) klorid

– tetrakarbonylnikkel

– heksacyanoferrat (III) av heksamminkobolt (III)

Klassifisering av komplekse forbindelser basert på ulike prinsipper:

Ved å tilhøre en viss klasse forbindelser:

- komplekse syrer– H2, H2;

- komplekse baser- (OH) 2;

- komplekse salter- Li 3, Cl 2.

Av natur av ligander:

- akvakomplekser(vann er liganden) - SO 4 ∙ H 2 O, [Co (H 2 O) 6] Cl 2;

- ammoniakk(komplekser der ammoniakkmolekyler tjener som ligander) - [Сu(NH 3) 4 ]SO 4, Cl;

- acidokomplekser(oksalat, karbonat, cyanid, halogenidkomplekser som inneholder anioner av forskjellige syrer som ligander) - K 2, K 4;

- hydroksokomplekser(forbindelser med OH-grupper i form av ligander) - K 3 [Al (OH) 6];

- chelatert eller sykliske komplekser(bi- eller polydentate ligand og sentralatomet danner en syklus) - komplekser med aminoeddiksyre, EDTA; chelater inkluderer klorofyll (kompleksdannende middel - magnesium) og hemoglobin (kompleksdannende middel - jern).

Ved tegnet av anklagen om komplekset: kationisk, anionisk, nøytral komplekser.

En spesiell gruppe består av hyperkomplekse forbindelser. I dem overstiger antallet ligander koordinasjonsvalensen til kompleksdannende middel. Så, i CuSO 4 ∙ 5H 2 O-forbindelsen, har kobber en koordinasjonsvalens på fire og fire vannmolekyler er koordinert i den indre sfæren, det femte molekylet slutter seg til komplekset ved hjelp av hydrogenbindinger: SO 4 ∙ H 2 O.

Ligander er bundet til sentralatomet giver-akseptor-binding. I en vandig løsning kan komplekse forbindelser dissosiere for å danne komplekse ioner:

Cl ↔ + + Cl –

I liten grad er det en dissosiasjon av den indre sfæren av komplekset:

+ ↔ Ag + + 2NH 3

Målet for styrken til komplekset er kompleks ustabilitetskonstant:

K nest + \u003d C Ag + ∙ C2 NH 3 / C Ag (NH 3) 2] +

I stedet for ustabilitetskonstanten bruker de noen ganger den gjensidige verdien, kalt stabilitetskonstanten:

K munn \u003d 1 / K reir

I moderat fortynnede løsninger av mange komplekse salter finnes både komplekse og enkle ioner. Ytterligere fortynning kan føre til fullstendig dekomponering av komplekse ioner.

I følge en enkel elektrostatisk modell av W. Kossel og A. Magnus, følger samspillet mellom et kompleksdannende middel og ioniske (eller polare) ligander Coulombs lov. Et stabilt kompleks oppnås når tiltrekningskreftene til kjernen av komplekset balanserer frastøtende krefter mellom liganden. Styrken til komplekset øker med en økning i kjerneladningen og en reduksjon i radiusen til kompleksdannende middel og ligander. Den elektrostatiske modellen er veldig illustrativ, men er ikke i stand til å forklare eksistensen av komplekser med upolare ligander og et kompleksdannende middel i null oksidasjonstilstand; hva bestemmer de magnetiske og optiske egenskapene til forbindelser.

En klar måte å beskrive komplekse forbindelser på er metoden for valensbindinger (MBS) foreslått av Pauling. Metoden er basert på en rekke bestemmelser:

Forholdet mellom kompleksdannende middel og liganden er donor-akseptor. Ligander gir elektronpar, og kjernen i komplekset gir frie orbitaler. Et mål på bindingsstyrke er graden av orbital overlapping.

Orbitalene til det sentrale atomet som er involvert i dannelsen av bindinger, gjennomgår hybridisering. Typen hybridisering bestemmes av antallet, naturen og den elektroniske strukturen til liganden. Hybridiseringen av elektronorbitalene til kompleksdannende middel bestemmer geometrien til komplekset.

Ytterligere forsterkning av komplekset skyldes at det sammen med σ-bindinger også kan oppstå π-bindinger.

De magnetiske egenskapene som utvises av komplekset er forklart på grunnlag av okkupasjonen av orbitalene. I nærvær av uparrede elektroner er komplekset paramagnetisk. Sammenkoblingen av elektroner bestemmer diamagnetismen til den komplekse forbindelsen.

MVS er egnet for å beskrive kun et begrenset utvalg av stoffer og forklarer ikke de optiske egenskapene til komplekse forbindelser, siden tar ikke hensyn til spente tilstander.

En videreutvikling av den elektrostatiske teorien på kvantemekanisk basis er krystallfeltteorien (TCF). I følge TCP er bindingen mellom kjernen av komplekset og liganden ionisk eller ione-dipol. TCP legger hovedvekten på vurderingen av de endringene som skjer i det kompleksdannende middelet under påvirkning av ligandfeltet (deling av energinivåer). Konseptet med energisplitting av et kompleksdannende middel kan brukes til å forklare de magnetiske egenskapene og fargen til komplekse forbindelser.

TCP gjelder bare for komplekse forbindelser der kompleksdanneren ( d-element) har frie elektroner, og tar ikke hensyn til den delvis kovalente naturen til kompleksdannende middel-ligandbinding.

Den molekylære orbitalmetoden (MMO) tar hensyn til den detaljerte elektroniske strukturen til ikke bare kompleksdannende middel, men også liganden. Komplekset betraktes som et enkelt kvantemekanisk system. Valenselektronene i systemet er lokalisert i multisenter molekylære orbitaler som dekker kjernene til kompleksdannende middel og alle ligander. I følge MMO skyldes økningen i splittende energi den ekstra styrkingen av den kovalente bindingen på grunn av π-binding.

Komplekse forbindelser

Forelesningsoppsummering

Mål.Å danne ideer om sammensetningen, strukturen, egenskapene og nomenklaturen til komplekse forbindelser; utvikle ferdigheter i å bestemme graden av oksidasjon av et kompleksdannende middel, kompilere ligninger for dissosiasjon av komplekse forbindelser.
Nye konsepter: kompleks forbindelse, kompleksdannende middel, ligand, koordinasjonsnummer, ytre og indre sfærer av komplekset.
Utstyr og reagenser. Stå med reagensglass, konsentrert ammoniakkløsning, løsninger av kobber(II)sulfat, sølvnitrat, natriumhydroksid.

UNDER KLASSENE

Laboratorieerfaring. Tilsett ammoniakkløsning til kobber(II)sulfatløsning. Væsken vil få en intens blå farge.

Hva skjedde? Kjemisk reaksjon? Til nå har vi ikke visst at ammoniakk kan reagere med salt. Hvilket stoff ble dannet? Hva er formelen, strukturen, navnet? Hvilken klasse av forbindelser tilhører den? Kan ammoniakk reagere med andre salter? Finnes det sammenhenger som ligner på dette? Vi må svare på disse spørsmålene i dag.

For bedre å studere egenskapene til noen forbindelser av jern, kobber, sølv, aluminium, trenger vi kunnskap om komplekse forbindelser.

La oss fortsette vår erfaring. Den resulterende løsningen er delt i to deler. La oss legge til alkali til en del. Utfelling av kobber(II)hydroksid Cu(OH) 2 er ikke observert, derfor er det ingen dobbeltladede kobberioner i løsningen eller det er for få av dem. Av dette kan vi konkludere med at kobberioner interagerer med tilsatt ammoniakk og danner noen nye ioner som ikke gir en uløselig forbindelse med OH - ioner.

Samtidig forblir ionene uendret. Dette kan sees ved å tilsette en løsning av bariumklorid til ammoniakkløsningen. Et hvitt bunnfall av BaSO 4 vil umiddelbart falle ut.

Studier har fastslått at den mørkeblå fargen på ammoniakkløsningen skyldes tilstedeværelsen av komplekse 2+ ioner i den, dannet ved å feste fire ammoniakkmolekyler til kobberionet. Når vann fordamper, binder 2+ ioner seg til ioner, og mørkeblå krystaller skiller seg ut fra løsningen, hvis sammensetning uttrykkes med formelen SO 4 H 2 O.

Komplekse forbindelser er forbindelser som inneholder komplekse ioner og molekyler som kan eksistere både i krystallinsk form og i løsninger.

Formler av molekyler eller ioner av komplekse forbindelser er vanligvis omsluttet av firkantede parenteser. Komplekse forbindelser oppnås fra konvensjonelle (ikke-komplekse) forbindelser.

Eksempler på å oppnå komplekse forbindelser

Strukturen til komplekse forbindelser vurderes på grunnlag av koordineringsteorien foreslått i 1893 av den sveitsiske kjemikeren Alfred Werner, nobelprisvinner. Hans vitenskapelige aktivitet fant sted ved Universitetet i Zürich. Forskeren syntetiserte mange nye komplekse forbindelser, systematiserte tidligere kjente og nylig oppnådde komplekse forbindelser og utviklet eksperimentelle metoder for å bevise deres struktur.

A. Werner (1866–1919)

I samsvar med denne teorien skilles komplekse forbindelser kompleksdannende middel, utvendig Og indre sfære. Det kompleksdannende middelet er vanligvis et kation eller et nøytralt atom. Den indre sfæren består av et visst antall ioner eller nøytrale molekyler som er fast bundet til kompleksdanneren. De kalles ligander. Antall ligander bestemmer koordinasjonsnummer(KN) kompleksdannende middel.

Et eksempel på en kompleks forbindelse

Betraktet i eksemplet er forbindelsen SO 4 H 2 O eller CuSO 4 5H 2 O et krystallinsk hydrat av kobber (II) sulfat.

La oss definere bestanddelene av andre komplekse forbindelser, for eksempel K 4 .
(Henvisning. Stoffet med formelen HCN er blåsyre. Blåsyresalter kalles cyanider.)

Komplekseringsmidlet er et jernion Fe 2+, liganden er cyanidioner CN - , koordinasjonstallet er seks. Alt skrevet i hakeparenteser er den indre sfæren. Kaliumioner danner den ytre sfæren av den komplekse forbindelsen.

Naturen til bindingen mellom det sentrale ion (atom) og ligander kan være todelt. På den ene siden skyldes forbindelsen kreftene til elektrostatisk tiltrekning. På den annen side, mellom det sentrale atomet og ligander en binding kan dannes av donor-akseptor-mekanismen i analogi med ammoniumionet. I mange komplekse forbindelser skyldes bindingen mellom det sentrale ionet (atomet) og liganden både kreftene til elektrostatisk tiltrekning og bindingen som dannes på grunn av de udelte elektronparene til kompleksdannende middel og frie orbitaler til liganden.

Komplekse forbindelser med en ytre sfære er sterke elektrolytter og i vandige løsninger dissosieres nesten fullstendig til et komplekst ion og ioner ytre sfære. For eksempel:

SO 4 2+ + .

I utvekslingsreaksjoner går komplekse ioner fra en forbindelse til en annen uten å endre sammensetningen:

SO 4 + BaCl 2 \u003d Cl 2 + BaSO 4.

Den indre sfæren kan ha en positiv, negativ eller null ladning.

Hvis ladningen til liganden kompenserer for ladningen til kompleksdannende middel, kalles slike komplekse forbindelser nøytrale eller ikke-elektrolyttkomplekser: de består bare av kompleksdannende middel og ligander i den indre sfæren.

Et slikt nøytralt kompleks er for eksempel .

De mest typiske kompleksdannende midlene er kationer d-elementer.

Ligander kan være:

a) polare molekyler - NH3, H2O, CO, NO;
b) enkle ioner - F-, Cl-, Br-, I-, H-, H+;
c) komplekse ioner - CN -, SCN -, NO 2 -, OH -.

La oss vurdere en tabell som viser koordinasjonsnumrene til noen kompleksdannende midler.

Nomenklatur av komplekse forbindelser. I en forbindelse heter anionet først, og deretter kationen. Når du spesifiserer sammensetningen av den indre sfæren, kalles først anioner, og legger til det latinske navnet suffikset - O-, for eksempel: Cl - - klor, CN - - cyano, OH - - hydroxo, etc. Heretter referert til som nøytrale ligander og primært ammoniakk og dets derivater. I dette tilfellet brukes følgende begreper: for koordinert ammoniakk - amin, for vann - aqua. Antall ligander er angitt med greske ord: 1 - mono, 2 - di, 3 - tre, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Så går de videre til navnet på sentralatomet. Hvis det sentrale atomet er en del av kationene, brukes det russiske navnet på det tilsvarende elementet, og dets oksidasjonstilstand er angitt i parentes (i romertall). Hvis det sentrale atomet er inneholdt i anionet, da bruk det latinske navnet på elementet, og legg til slutten - på. Når det gjelder ikke-elektrolytter, er oksidasjonstilstanden til sentralatomet ikke gitt, fordi det er unikt bestemt fra tilstanden til elektronøytralitet av komplekset.

Eksempler. For å navngi Cl 2-komplekset bestemmes oksidasjonstilstanden (SÅ.)
X kompleksdannende middel - Cu-ion X+ :

1 x + 2 (–1) = 0,x = +2, C.O.(Cu) = +2.

På samme måte er oksidasjonstilstanden til koboltionet funnet:

y + 2 (–1) + (–1) = 0,y = +3, S.O.(Co) = +3.

Hva er koordinasjonstallet for kobolt i denne forbindelsen? Hvor mange molekyler og ioner omgir det sentrale ionet? Koordinasjonstallet for kobolt er seks.

Navnet på det komplekse ionet er skrevet med ett ord. Oksydasjonstilstanden til sentralatomet er indikert med et romertall plassert i parentes. For eksempel:

Cl 2 - tetraamin kobber (II) klorid,
NEI 3 – diklorakvatriamminkobolt(III)nitrat,
K 3 - heksacyanoferrat(III) kalium,
K 2 - tetraklorplatinat (II) kalium,
- diklortetraamminzink,
H 2 - heksaklortinsyre.

På eksemplet med flere komplekse forbindelser, vil vi bestemme strukturen til molekyler (ionekompleksdannende middel, dets S.O., koordinasjonsnummer, ligander, indre og ytre sfærer), gi navnet på komplekset, skrive ned ligningene for elektrolytisk dissosiasjon.

K 4 - kaliumheksacyanoferrat (II),

K 4 4K + + 4– .

H - tetraklorsyre (dannet ved å løse opp gull i aqua regia),

H H + + –.

OH - diammin sølv (I) hydroksyd (dette stoffet er involvert i "sølvspeil"-reaksjonen),

OH + + OH-.

Na-tetrahydroksoaluminat natrium,

Na Na + + -.

Mange organiske stoffer tilhører også komplekse forbindelser, spesielt produktene av interaksjonen av aminer med vann og syrer kjent for deg. For eksempel salter av metylammoniumklorid og fenylammoniumklorid er komplekse forbindelser. I følge koordinasjonsteorien har de følgende struktur:

Her er nitrogenatomet et kompleksdannende middel, hydrogenatomene ved nitrogen, og metyl- og fenylradikalene er ligander. Sammen danner de den indre sfæren. I den ytre sfæren er kloridioner.

Mange organiske stoffer som er av stor betydning i organismers liv er komplekse forbindelser. Disse inkluderer hemoglobin, klorofyll, enzymer og andre

Komplekse forbindelser er mye brukt:

1) i analytisk kjemi for bestemmelse av mange ioner;
2) for separering av visse metaller og produksjon av metaller med høy renhet;
3) som fargestoffer;
4) å eliminere vannhardhet;
5) som katalysatorer for viktige biokjemiske prosesser.