INSTITUIÇÃO ESTADUAL DE ENSINO DE ENSINO SUPERIOR PROFISSIONAL

"UNIVERSIDADE DE TRANSPORTES DO ESTADO DE SAMARA"

Instituto de Comunicações da Ufa

Departamento de Educação Geral e Disciplinas Profissionais

Resumo da palestra da disciplina "Química"

sobre o tema: "Conexões Complexas"

para alunos do 1º ano

especialidades ferroviárias

todas as formas de educação

Compilado por:

Resumo de uma palestra da disciplina "Química" subordinada ao tema "Compostos Complexos" para alunos do 1º ano das especialidades ferroviárias de todas as modalidades de ensino/compilador:. - Samara: SamGUPS, 2011. - 9 p.

Aprovado na reunião do Departamento de OiPD em 23 de março de 2011, protocolo

Impresso por decisão do conselho editorial e editorial da universidade.

Compilado por:

Revisores: cabeça. Departamento de "Química Geral e de Engenharia" SamGUPS,

Doutor em Ciências Químicas, Professor;

Professor Associado do Departamento de Química Geral e Inorgânica, Universidade Estatal da Bielorrússia (Ufa),

Assinado para impressão em 07.04.2011. Formato 60/901/16.

Papel para escrever. A impressão está operacional. Conv. forno eu. 0,6.

Circulação 100. Ordem nº 73.

© Universidade Estadual de Transportes de Samara, 2011

O conteúdo da Nota de Aula corresponde ao estado a norma educativa geral e os requisitos do ensino superior aos conteúdos e conhecimentos mínimos obrigatórios dos diplomados do ensino superior do ciclo “Ciências da Natureza”. A palestra é apresentada como uma continuação Curso de palestras em química para alunos das especialidades ferroviárias do 1º ano de todas as modalidades de ensino, elaborado pelo corpo docente do departamento "Química Geral e de Engenharia"

A palestra contém as principais disposições das teorias de ligação química, a estabilidade dos complexos, a nomenclatura dos compostos complexos, exemplos de resolução de problemas. O material apresentado na Palestra será um auxílio útil no estudo do tema "Conexões Complexas" por alunos de período integral e meio período e na resolução de tarefas de controle por alunos do departamento de correspondência de todas as especialidades.

Esta publicação está localizada no site do instituto.

Compostos complexos

A formação de muitos compostos químicos ocorre de acordo com a valência dos átomos. Tais compostos são chamados de compostos simples ou de primeira ordem. Ao mesmo tempo, muitos compostos são conhecidos, cuja formação não pode ser explicada com base nas regras de valência. Eles são formados pela combinação de compostos simples. Tais compostos são chamados compostos de ordem superior, complexos ou compostos de coordenação. Exemplos de compostos simples: H2O, NH3, AgCl, CuSO4. Exemplos de compostos complexos: AgCl 2NH3, Co (NO3) 3 6NH3, ZnSO4 4H2O, Fe (CN) 3 3KCN, PtCl2 2KCI, PdCl2 2NH3.

Os íons de certos elementos têm a capacidade de anexar moléculas polares ou outros íons a si mesmos, formando complexos complexos de íons. Compostos que contêm íons complexos que podem existir tanto em um cristal quanto em solução são chamados de compostos complexos. O número de compostos complexos conhecidos é muitas vezes maior do que o número de compostos simples que nos são familiares. Compostos complexos são conhecidos há mais de um século e meio. Até que a natureza da ligação química fosse estabelecida, as razões de sua formação, as fórmulas empíricas dos compostos foram escritas como indicamos nos exemplos acima. Em 1893, o químico suíço Alfred Werner propôs a primeira teoria da estrutura de compostos complexos, que foi chamada de teoria da coordenação. Os compostos complexos constituem a classe mais extensa e diversa de substâncias inorgânicas. Muitos compostos de organoelementos também pertencem a eles. O estudo das propriedades e estrutura espacial de compostos complexos deu origem a novas ideias sobre a natureza da ligação química.

1. teoria da coordenação

Na molécula de um composto complexo, distinguem-se os seguintes elementos estruturais: o íon complexante, as partículas ligadas coordenadas em torno dele - ligantes, que juntamente com o agente complexante esfera de coordenação interna, e o resto das partículas incluídas em esfera de coordenação externa. Quando os compostos complexos são dissolvidos, os ligantes permanecem em uma forte ligação com o íon complexante, formando um íon complexo quase não dissociado. O número de ligantes é chamado número de coordenação(CH.).

Consideremos o ferrocianeto de potássio K4, um composto complexo formado durante a interação 4KCN+Fe(CN)2=K4.

Quando dissolvido, o composto complexo se dissocia em íons: K4↔4K++4-

Agentes complexantes típicos: Fe2+, Fe3+, Co3+, Cr3+, Ag+, Zn2+, Ni2+.

Ligantes típicos: Cl-, Br-, NO2-, CN-, NH3, H2O.

A carga do agente complexante é igual à soma algébrica das cargas de seus íons constituintes, por exemplo, 4-, x+6(-1)=-4, x=2.

As moléculas neutras que compõem o íon complexo afetam a carga. Se toda a esfera interna estiver preenchida apenas com moléculas neutras,

então a carga do íon é igual à carga do agente complexante. Então, para um íon 2+, a carga do cobre é x=+2.

A carga de um íon complexo é igual à soma das cargas dos íons na esfera externa. Em K4, a carga é -4, pois há 4K+ na esfera externa e a molécula como um todo é eletricamente neutra. A substituição mútua de ligantes na esfera interna é possível mantendo o mesmo número de coordenação, por exemplo, Cl2, Cl, . A carga do íon cobalto é +3.

Nomenclatura de compostos complexos

Ao compor os nomes de compostos complexos, o ânion é indicado primeiro e, em seguida, no caso genitivo - o cátion (semelhante a compostos simples: cloreto de potássio ou sulfato de alumínio). Entre parênteses, um algarismo romano indica o grau de oxidação do átomo central. Os ligantes são chamados da seguinte forma: H2O - aqua, NH3 - amina, C1- -cloro-, CN - ciano-, SO4 2- - sulfato - etc. Vamos chamar os compostos acima de a) AgCl 2NH3, Co (NO3) 3 6NH3, ZnSO4 4H2O; b) Fe(CN)3 3KCN, PtCl2 2KCl; c) PdCl2 2NH3.

Com um cátion complexo a): cloreto de diaminaprata(I), nitrato de hexaminacobalto(III), sulfato de tetraquozinco(P).

COM ânion complexo b): hexacianoferrato de potássio (III), tetracloroplatinato de potássio (II).

Complexo- não eletrólito c): diclorodiaminopaládio.

No caso de não eletrólitos, o nome é construído no caso nominativo e não é indicado o grau de oxidação do átomo central.

2. Métodos para estabelecer fórmulas de coordenação

Existem vários métodos para estabelecer as fórmulas de coordenação de compostos complexos.

Com a ajuda de reações de troca dupla. Foi assim que se provou a estrutura dos seguintes compostos do complexo de platina: PtCl4 ∙ 6NH3, PtCl4 ∙ 4NH3, PtCl4 ∙ 2NH3, PtCl4 ∙ 2KCl.

Se você agir na solução do primeiro composto com uma solução de AgNO3, todo o cloro contido nele precipita na forma de cloreto de prata. Obviamente, todos os quatro íons cloreto estão na esfera externa e, portanto, a esfera interna consiste apenas em ligantes de amônia. Assim, a fórmula de coordenação do composto será Cl4. No composto PtCl4 ∙ 4NH3, o nitrato de prata precipita apenas metade do cloro, ou seja, apenas dois íons cloreto estão na esfera externa, e os dois restantes, juntamente com quatro moléculas de amônia, fazem parte da esfera interna, de modo que a coordenação fórmula tem a forma Cl2. Uma solução do composto PtCl4 ∙ 2NH3 não precipita com AgNO3, este composto é representado pela fórmula. Finalmente, nitrato de prata também não precipita AgCl de uma solução do composto PtCl4 ∙ 2KCl, mas pode ser estabelecido por reações de troca que existem íons de potássio na solução. Com base nisso, sua estrutura é representada pela fórmula K2.

De acordo com a condutividade elétrica molar de soluções diluídas. Em alta diluição, a condutividade elétrica molar do composto complexo é determinada pela carga e pelo número de íons formados. Para compostos contendo um íon complexo e cátions ou ânions com carga simples, a seguinte relação aproximada é válida:

O número de íons nos quais ele decai

molécula de eletrólito

Λ(V), Ohm-1 ∙ cm2 ∙ mol-1

A medição da condutividade elétrica molar Λ(В) em uma série de compostos complexos de platina(IV) permite compor as seguintes fórmulas de coordenação: Cl4 - dissocia-se com a formação de cinco íons; Cl2 - três íons; - molécula neutra; K2 - três íons, dois dos quais são íons de potássio. Existem vários outros métodos físico-químicos para estabelecer as fórmulas de coordenação de compostos complexos.

3. Tipo de ligação química em compostos complexos

a) Representações eletrostáticas .

A formação de muitos compostos complexos pode, em uma primeira aproximação, ser explicada pela atração eletrostática entre o cátion central e os ânions ou moléculas de ligantes polares. Juntamente com as forças de atração, também existem forças de repulsão eletrostática entre ligantes de mesma carga. Como resultado, é formado um agrupamento estável de átomos (íons), que possui uma energia potencial mínima. O agente complexante e os ligantes são considerados como esferas não deformáveis ​​carregadas de determinados tamanhos. Sua interação é levada em consideração de acordo com a lei de Coulomb. Assim, a ligação química é considerada iônica. Se os ligantes são moléculas neutras, então este modelo deve levar em consideração a interação íon-dipolo do íon central com a molécula do ligante polar. Os resultados desses cálculos transmitem satisfatoriamente a dependência do número de coordenação da carga do íon central. Com o aumento da carga do íon central, a força dos compostos complexos aumenta, um aumento em seu raio causa uma diminuição na força do complexo, mas leva a um aumento no número de coordenação. Com o aumento do tamanho e da carga dos ligantes, o número de coordenação e a estabilidade do complexo diminuem. A dissociação primária ocorre quase completamente, como a dissociação de eletrólitos fortes. Os ligantes localizados na esfera interna são muito mais fortes ligados ao átomo central e são separados apenas em pequena extensão. A desintegração reversível da esfera interna de um composto complexo é chamada de dissociação secundária. Por exemplo, a dissociação do complexo Cl pode ser escrita da seguinte forma:

Cl→++Cl - dissociação primária

+↔Ag++2NH3 dissociação secundária

No entanto, uma teoria eletrostática simples é incapaz de explicar a seletividade (especificidade) da formação do complexo, pois não leva em consideração a natureza do átomo central e dos ligantes, as características estruturais de suas camadas eletrônicas. Para levar em conta esses fatores, a teoria eletrostática foi complementada polarizando idéias segundo as quais a formação de complexos é favorecida pela participação de pequenos cátions de elementos d com carga múltipla como átomos centrais, que têm um forte efeito polarizador, e como ligantes de íons ou moléculas grandes e facilmente polarizáveis. Nesse caso, ocorre a deformação das camadas eletrônicas do átomo central e dos ligantes, levando à sua interpenetração, o que causa o fortalecimento das ligações.

b) O método das ligações de valência.

No método das ligações de valência, assume-se que o átomo central do complexante deve possuir orbitais livres para a formação de ligações covalentes com os ligantes, cujo número determina o valor máximo da eficiência do complexante. Nesse caso, uma ligação σ covalente surge quando o orbital livre do átomo do agente complexante se sobrepõe aos orbitais doadores preenchidos, ou seja, contendo pares de elétrons não compartilhados. Essa conexão é chamada ligação de coordenação.

Exemplo 1. O íon complexo 2+ tem uma estrutura tetraédrica. Quais orbitais do agente complexante são usados ​​para formar ligações com as moléculas de NH3?

Solução. A estrutura tetraédrica das moléculas é característica da formação de orbitais híbridos sp3.

Exemplo 2. Por que o íon complexo + tem uma estrutura linear?

Solução. A estrutura linear deste íon é consequência da formação de dois sp-orbitais híbridos pelo íon Cu+, que recebem pares de elétrons NH3.

Exemplo3. Por que o íon é 2-paramagnético e 2-diamagnético?

Solução. Os íons Cl - interagem fracamente com os íons Ni2+. Pares de elétrons de cloro entram nos orbitais da próxima camada vaga com n=4. Nesse caso, os elétrons 3d do níquel permanecem desemparelhados, o que causa o paramagnetismo 2-.

Em 2- devido à hibridização dsp2, ocorre o pareamento de elétrons e o íon é diamagnético

c) Teoria do campo cristalino.

A teoria do campo cristalino considera a interação eletrostática entre íons metálicos complexos carregados positivamente e pares de elétrons solitários de ligantes. Sob a influência do campo do ligante, os níveis d do íon do metal de transição são divididos. Normalmente existem duas configurações de íons complexos - octaédricos e tetraédricos. O valor da energia de clivagem depende da natureza dos ligantes e da configuração dos complexos. A população de órbitas d divididas com elétrons é realizada de acordo com a regra de Hund, e os íons OH-, F-, Cl - e as moléculas de H2O, NO são ligantes de campo fraco, e os íons CN-, NO2- e a molécula de CO são ligantes de campo forte que dividem significativamente os níveis d do agente complexante. Esquemas de divisão de níveis d nos campos octaédricos e tetraédricos de ligantes são dados.

Exemplo 1. Desenhe a distribuição de elétrons de titânio no íon complexo octaédrico 3+.

Solução. O íon é paramagnético de acordo com o fato de que existe um elétron desemparelhado localizado no íon Ti3+. Este elétron ocupa um dos três orbitais dε degenerados.

Quando a luz é absorvida, a transição de um elétron do nível dε para o nível dy é possível. De fato, o íon 3+, que possui um único elétron no orbital dε, absorve luz com um comprimento de onda de λ=4930Å. Isso faz com que soluções diluídas de sais de Ti3+ se tornem roxas além da absorvida. A energia desta transição eletrônica pode ser calculada a partir da relação

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/íon Substituindo na fórmula para calcular o comprimento de onda, obtemos

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A constante de equilíbrio neste caso é chamada de constante de instabilidade do íon complexo https://pandia.ru/text/78/151/images/image005_2.png" width="200" height="36 src="> 2.52∙ 10-3 g∙ion/le, portanto, =10,1∙10-3 mol/l.

Exemplo2. Determine o grau de dissociação do íon complexo 2+ em uma solução 0,1 molar de SO4.

Solução. Vamos denotar a concentração de , formada durante a dissociação do íon complexo, através de x. Então \u003d 4x e 2 + \u003d (0,1- x) mol / l. Vamos substituir as concentrações de equilíbrio dos componentes na equação Porque 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., instruções de Yakovlev para realizar trabalhos de laboratório em química para alunos de todas as especialidades de educação em tempo integral. - Samara: SamGUPS, 2009. - 46 p.

2., Química: tarefas de controle para alunos - alunos por correspondência de todas as especialidades. - Samara: SamGUPS, 2008. - 100 p.

3., M Um curso de palestras em química para alunos do 1º ano das especialidades ferroviárias de todas as modalidades de ensino. Samara: SamGUPS, 2005. - 63 p.

4., Reznitsky e exercícios de química geral: Livro didático - 2ª ed. - M.: Editora de Moscou. un-ta, 1985. S.60-68.

5. Química Glinka: Livro didático para universidades / Ed. . - ed. 29, revisado - M.: Integral-Press, 2002. P. 354-378.

6. L Tarefas e exercícios de química geral: Livro didático para universidades / Under. ed. E – M.: Knorus, 2011.- S.174-187.

7. Química de Korovin: Livro didático para técnicos. direções e especiais universidades-6ª ed., Rev.-M.: Superior. escola, 2006. S.71-82

Ao considerar os tipos de ligações químicas, notou-se que as forças atrativas surgem não apenas entre átomos, mas também entre moléculas e íons. Tal interação pode levar à formação de novos compostos complexos (ou de coordenação) mais complexos.

Compreensivo são compostos que possuem agregados de átomos (complexos) nos nós da rede cristalina, capazes de existência independente em solução e possuindo propriedades diferentes das propriedades de suas partículas constituintes (átomos, íons ou moléculas).

Na molécula de um composto complexo (por exemplo, K 4 ), distinguem-se os seguintes elementos estruturais: ion- agente complexante (para um determinado complexo de Fe), as partículas ligadas coordenadas em torno dele são ligantes ou aditivos (CN -), que juntamente com o agente complexante esfera de coordenação interna (4-), e outras partículas incluídas em esfera de coordenação externa (K+). Quando os compostos complexos são dissolvidos, os ligantes permanecem em uma forte ligação com o íon complexante, formando um íon complexo quase não dissociado. O número de ligantes é chamado número de coordenação (no caso do K 4 o número de coordenação é 6). O número de coordenação é determinado pela natureza do átomo central e dos ligantes, e também corresponde à configuração geométrica mais simétrica: 2 (linear), 4 (tetraédrica ou quadrada) e 6 (configuração octaédrica).

Agentes complexantes típicos são cátions: Fe 2+, Fe 3+, Co 3+, Co 2+, Cu 2+, Ag +, Cr 3+, Ni 2+. A capacidade de formar compostos complexos está associada à estrutura eletrônica de átomos. Particularmente fáceis de formar íons complexos são os elementos da família d, por exemplo: Ag +, Au +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Fe 2+, Cd 2+, Fe 3+, Co 3+ , Ni 2+, Pt 2+, Pt 4+, etc. Agentes complexantes podem ser Al 3+ e alguns não metais, por exemplo, Si e B.

Os ligantes podem servir como íons carregados: F -, OH -, NO 3 -, NO 2 -, Cl -, Br -, I -, CO 3 2-, CrO 4 2-, S 2 O 3 2-, CN -, PO 4 3- e outros, e moléculas polares eletricamente neutras: NH 3, H 2 O, PH 3, CO, etc. Se todos os ligantes do agente complexante forem iguais, então o complexo conexão homogênea, por exemplo Cl2; se os ligantes forem diferentes, então o composto heterogêneo, por exemplo, Cl. As ligações de coordenação (doador-aceitador) são geralmente estabelecidas entre o agente complexante e os ligantes. Eles são formados como resultado da sobreposição dos orbitais do ligante preenchidos com elétrons pelos orbitais vagos do átomo central. Em compostos complexos, o doador é o agente complexante e o aceptor é o ligante.

O número de ligações químicas entre o agente complexante e os ligantes determina o número de coordenação do agente complexante. Números de coordenação característicos: Cu +, Ag +, Au + = 2; Cu 2+, Hg 2+, Pb 2+, Pt 2+, Pd 2+ =4; Ni 2+, Ni 3+, Co 3+, A1 3+ = 4 ou 6; Fe 2+ , Fe 3+ , Pt 4+ , ​​Pd 4+ , ​​Ti 4+ , ​​Pb 4+ , ​​Si 4+ =6.

A carga do agente complexante é igual à soma algébrica das cargas de seus íons constituintes, por exemplo: 4-, x + 6(-1) = 4-; x=2.

As moléculas neutras que compõem o íon complexo não afetam a carga. Se toda a esfera interna estiver preenchida apenas com moléculas neutras, a carga do íon é igual à carga do agente complexante. Assim, o íon 2+ tem uma carga de cobre x = 2+. A carga do íon complexo é igual às cargas dos íons na esfera externa. No K 4, a carga é -4, pois existem 4 cátions K + na esfera externa e a molécula como um todo é eletricamente neutra.

Os ligantes na esfera interna podem substituir uns aos outros, mantendo o mesmo número de coordenação.

Classificação e nomenclatura de compostos complexos. COM pontos de vista carga de uma partícula complexa Todos os compostos complexos podem ser divididos em catiônicos, aniônicos e neutros.

Complexos de cátions formam cátions metálicos coordenando ligantes neutros ou aniônicos em torno de si, e a carga total dos ligantes é menor em valor absoluto do que o estado de oxidação do agente complexante, por exemplo Cl 3 . Os compostos catiônicos complexos, além dos hidroxocomplexos e sais, podem ser ácidos, por exemplo, ácido H - hexafluoroantimônio.

EM complexos de ânions , pelo contrário, o número de ligantes do ânion é tal que a carga total do ânion complexo é negativa, por exemplo, . EM complexos de ânionsânions hidróxido atuam como ligantes hidroxocomplexos (por exemplo, Na 2 - tetrahidroxozincato de potássio), ou ânions de resíduos ácidos são acidocomplexos(por exemplo, K 3 - hexacianoferrato de potássio (III)) .

complexos neutros pode ser de vários tipos: um complexo de um átomo de metal neutro com ligantes neutros (por exemplo, Ni (CO) 4 - níquel tetracarbonil, [Cr (C 6 H 6) 2] - dibenzenocromo). Em complexos neutros de outro tipo, as cargas do agente complexante e dos ligantes se equilibram (por exemplo, cloreto de hexaaminoplatina (IV), trinitrotriaminocobalto).

Os compostos complexos podem ser classificados a natureza do ligante. Entre os compostos com ligantes neutros, destacam-se os aquacomplexos, amoniatos e carbonilas metálicas. Compostos complexos contendo moléculas de água como ligantes são chamados aquacomplexos . Quando uma substância cristaliza a partir de uma solução, o cátion captura algumas das moléculas de água que entram na rede cristalina do sal. Tais substâncias são chamadas hidratos cristalinos, por exemplo, A1C1 3 · 6H 2 O. A maioria dos hidratos cristalinos são complexos aquosos, de modo que são representados com mais precisão como um sal complexo ([A1(H 2 O) 6] C1 3 - hexaaqua cloreto de alumínio). Compostos complexos com moléculas de amônia como ligante são chamados amônia , por exemplo cloreto de C1 4 - hexaaminaplatina (IV). carbonilos metálicos são chamados de compostos complexos nos quais moléculas de monóxido de carbono (II) servem como ligantes, por exemplo, pentacarbonila de ferro, tetracarbonila de níquel.

São conhecidos compostos complexos com dois iões complexos na molécula, para os quais existe um fenómeno de isomerismo de coordenação, que está associado a uma distribuição diferente de ligandos entre agentes complexantes, por exemplo: - hexanitrocobaltato (III) hexaamina níquel (III).

ao compilar nomes do composto complexo aplicam-se as seguintes regras:

1) se o composto for um sal complexo, então o ânion no caso nominativo é chamado primeiro e depois o cátion no caso genitivo;

2) ao nomear um íon complexo, primeiro são indicados os ligantes, depois o agente complexante;

3) ligantes moleculares correspondem aos nomes das moléculas (exceto para água e amônia, os termos "água" E "amina");

4) a terminação - o é adicionada aos ligantes aniônicos, por exemplo: F - - flúor, C1 - - cloro, O 2 - - oxo, CNS - - rhodan, NO 3 - - nitrato, CN - - ciano, SO 4 2- - sulfato ,S 2 O 3 2- - tiossulfato, CO 3 2- - carbonato, RO 4 3- - fosfato, OH - - hidroxo;

5) Algarismos gregos são usados ​​para indicar o número de ligantes: 2 - di-, 3 –três-, 4 –tetra-, 5 –penta-, 6 –hexa-;

6) se o íon complexo for um cátion, então o nome russo do elemento é usado para o nome do agente complexante, se o ânion for o latino;

7) após o nome do complexante, um algarismo romano entre parênteses indica seu grau de oxidação;

8) em complexos neutros, o nome do átomo central é dado no caso nominativo, e seu estado de oxidação não é indicado.

Propriedades de compostos complexos. As reações químicas envolvendo compostos complexos são divididas em dois tipos:

1) esfera externa - durante seu fluxo, a partícula complexa permanece inalterada (reações de troca);

2) intraesfera - durante seu curso, ocorrem alterações no estado de oxidação do átomo central, na estrutura dos ligantes ou alterações na esfera de coordenação (diminuição ou aumento do número de coordenação).

Uma das propriedades mais importantes dos compostos complexos é a sua dissociação em soluções aquosas. A maioria dos complexos iônicos solúveis em água são eletrólitos fortes, eles se dissociam em esferas externas e internas: K 4 ↔ 4K + + 4 - .

Os íons complexos são bastante estáveis, eles são eletrólitos fracos, separando gradualmente os ligantes em uma solução aquosa:

4 - ↔ 3- +CN - (o número de passos é igual ao número de ligantes).

Se a carga total de uma partícula de um composto complexo é zero, então temos uma molécula não eletrólito, Por exemplo .

Nas reações de troca, os íons complexos passam de um composto para outro sem alterar sua composição. A dissociação eletrolítica de íons complexos obedece à lei da ação das massas e é quantitativamente caracterizada por uma constante de dissociação, denominada constantes de instabilidade K n. Quanto menor a constante de instabilidade do complexo, menos ele se decompõe em íons, mais estável é esse composto. Em compostos caracterizados por alto K n, os íons complexos são instáveis, ou seja, estão praticamente ausentes em solução, tais compostos são sais duplos . A diferença entre representantes típicos de sais complexos e duplos é que os últimos se dissociam com a formação de todos os íons que compõem esse sal, por exemplo: KA1 (SO 4) 2 ↔ K + + A1 3+ + 2SO 4 2- ( sal duplo);

K ↔ 4K + + 4- (sal complexo).

Compostos complexos

Aula-palestra 11ª série

A aula inscrita no concurso “Vou para a aula”, passo na 11ª aula de biologia e química, onde são destinadas 4 horas semanais para o estudo de química.

Peguei o tópico “Compostos complexos”, em primeiro lugar, porque esse grupo de substâncias é de uma importância excepcionalmente grande na natureza; em segundo lugar, muitas tarefas de USE incluem o conceito de compostos complexos; em terceiro lugar, os alunos desta classe escolhem profissões relacionadas à química e encontrarão um grupo de compostos complexos no futuro.

Alvo. Formar o conceito de composição, classificação, estrutura e nomenclatura básica de compostos complexos; considere suas propriedades químicas e mostre o significado; expandir a compreensão dos alunos sobre a diversidade de substâncias.

Equipamento. Amostras de compostos complexos.

Plano de aula

I. Momento organizacional.

II. Aprender novo material (palestra).

III. Resumindo e preparando a lição de casa.

plano de aula

1. Variedade de substâncias.

2. Teoria da coordenação de A. Werner.

3. Estrutura de compostos complexos.

4. Classificação de compostos complexos.

5. A natureza da ligação química em compostos complexos.

6. Nomenclatura de compostos complexos.

7. Propriedades químicas de compostos complexos.

8. O valor dos compostos complexos.

DURANTE AS AULAS

I. Momento organizacional

II. Aprendendo novo material

Variedade de substâncias

O mundo das substâncias é diverso e já conhecemos o grupo de substâncias que pertencem a compostos complexos. Essas substâncias são estudadas desde o século XIX, mas era difícil entender sua estrutura do ponto de vista das ideias existentes sobre valência.

A. Teoria da coordenação de Werner

Em 1893, o químico inorgânico suíço Alfred Werner (1866-1919) formulou uma teoria que tornou possível entender a estrutura e algumas propriedades de compostos complexos e chamou teoria da coordenação*. Portanto, compostos complexos são freqüentemente chamados de compostos de coordenação.

Compostos, que incluem íons complexos que existem tanto em um cristal quanto em solução, são chamados de complexos ou de coordenação.

A estrutura de compostos complexos

De acordo com a teoria de Werner, a posição central em compostos complexos é geralmente ocupada por um íon metálico, que é chamado de íon central ou agente complexante.

Complexante - uma partícula (átomo, íon ou molécula) que coordena (situa) em torno de si outros íons ou moléculas.

O agente complexante geralmente tem uma carga positiva, é d-elemento, exibe propriedades anfotéricas, tem um número de coordenação de 4 ou 6. Moléculas ou resíduos de ácido - ligantes (adendos) estão localizados (coordenados) ao redor do agente complexante.

Ligandos - partículas (moléculas e íons) coordenadas pelo agente complexante e tendo ligações químicas diretas com ele (por exemplo, íons: Cl - , I - , NO 3 - , OH - ; moléculas neutras: NH 3 , H 2 O, CO ).

Os ligantes não estão ligados entre si, pois forças repulsivas atuam entre eles. Quando as moléculas são ligantes, a interação molecular é possível entre elas. A coordenação dos ligantes em torno do agente complexante é uma característica dos compostos complexos (Fig. 1).

Número de coordenação -é o número de ligações químicas que o agente complexante forma com os ligantes.

Arroz. 2. Estrutura tetraédrica do íon -

O valor do número de coordenação do agente complexante depende de sua natureza, grau de oxidação, natureza dos ligantes e condições (temperatura, concentração) sob as quais a reação de complexação ocorre. O número de coordenação pode ter valores de 2 a 12. Os mais comuns são os números de coordenação 4 e 6. Para o número de coordenação 4, a estrutura das partículas complexas pode ser tetraédrica (Fig. 2) e na forma de um plano quadrado (Fig. 3). Compostos complexos com um número de coordenação de 6 têm uma estrutura octaédrica de 3– (Fig. 4).

Arroz. 4. Íon 3 - estrutura octaédrica

O agente complexante e seus ligantes circundantes constituem interior do complexo. Uma partícula que consiste em um agente complexante e ligantes circundantes é chamada de íon complexo. Ao representar compostos complexos, a esfera interna (íon complexo) é limitada por colchetes. Os componentes restantes do composto complexo estão localizados em esfera externa(Fig. 5).

A carga total dos íons da esfera externa deve ser igual em valor e oposta em sinal à carga do íon complexo:

Classificação de compostos complexos

Uma grande variedade de compostos complexos e suas propriedades não permite criar uma classificação unificada. No entanto, as substâncias podem ser agrupadas de acordo com algumas características individuais.

1) Por composição.

2) De acordo com o tipo de ligantes coordenados.

A) Aquacomplexes- estes são cátions complexos nos quais as moléculas de H 2 O são ligantes. Eles são formados por cátions metálicos com um estado de oxidação de +2 ou mais, e a capacidade de formar complexos aquáticos em metais de um grupo do sistema periódico diminui de cima para fundo.

Exemplos de complexos aquáticos:

Cl 3 , (NO 3) 3 .

b) Hidroxocomplexos são ânions complexos nos quais os ligantes são íons hidróxido OH - . Agentes complexantes são metais propensos à manifestação de propriedades anfotéricas - Be, Zn, Al, Cr.

Por exemplo: Na, Ba.

V) Amônia são cátions complexos nos quais as moléculas de NH 3 são ligantes. Os agentes complexantes são d-elementos.

Por exemplo: SO 4 , Cl.

G) acidocomplexos são ânions complexos nos quais os ligantes são ânions de ácidos inorgânicos e orgânicos.

Por exemplo: K 3 , Na 2 , K 4 .

3) Pela carga da esfera interna.

A natureza da ligação química em compostos complexos

Na esfera interna, existem ligações covalentes entre o agente complexante e os ligantes, que também são formadas pelo mecanismo doador-aceptor. Para a formação de tais ligações, é necessária a presença de orbitais livres em algumas partículas (disponíveis no agente complexante) e pares de elétrons não compartilhados em outras partículas (ligantes). O papel do doador (fornecedor de elétrons) é desempenhado pelo ligante, e o receptor que aceita elétrons é o agente complexante. A ligação doador-aceptor surge como resultado da sobreposição dos orbitais de valência livres do agente complexante com os orbitais doadores preenchidos.

Existe uma ligação iônica entre as esferas externa e interna. Vamos dar um exemplo.

A estrutura eletrônica do átomo de berílio:

A estrutura eletrônica do átomo de berílio em um estado excitado:

A estrutura eletrônica do átomo de berílio no íon complexo 2:

As setas pontilhadas mostram os elétrons do flúor; duas das quatro ligações são formadas pelo mecanismo doador-aceitador. Nesse caso, o átomo de Be é um aceptor e os íons de flúor são doadores, seus pares de elétrons livres preenchem orbitais hibridizados ( sp 3 - hibridização).

Nomenclatura de compostos complexos

A mais difundida é a nomenclatura recomendada pela IUPAC. Nome ânion complexo começa com a designação da composição da esfera interna: o número de ligantes é indicado por algarismos gregos: 2-di, 3-três, 4-tetra, 5-penta, 6-hexa, etc., seguidos pelos nomes de os ligantes, aos quais se acrescenta a vogal de ligação “o” »: Cl - - cloro-, CN - - ciano-, OH - - hidroxo-, etc. Se o agente complexante tiver um estado de oxidação variável, seu estado de oxidação é indicado entre colchetes em algarismos romanos e seu nome com o sufixo -at: Zn - zinco no, Fe-fer no(III), Au - aur no(III). O sobrenome é o cátion da esfera externa no caso genitivo.

K 3 - hexacianoferrato de potássio (III),

K 4 - hexacianoferrato de potássio (II),

K 2 - tetrahidroxozincato de potássio.

Nomes de compostos contendo cátion complexo, são construídos a partir dos nomes dos ânions do ambiente externo, após o que é indicado o número de ligantes, é dado o nome latino do ligante (molécula de amônia NH 3 - amina, molécula de água H 2 O - aqua do nome latino de água) e o nome russo do elemento complexo; o algarismo romano entre parênteses indica o grau de oxidação do elemento complexante, se for variável. Por exemplo:

SO 4 - sulfato de tetraamina de cobre (II),

Cl 3 - hexaaqua cloreto de alumínio.

Propriedades químicas de compostos complexos

1. Em solução, compostos complexos se comportam como eletrólitos fortes; dissociam-se completamente em cátions e ânions:

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

K 2 \u003d 2K + + 2–.

A dissociação desse tipo é chamada primária.

A dissociação secundária está associada à remoção de ligantes da esfera interna do íon complexo:

2– PtCl 3 – + Cl – .

A dissociação secundária ocorre em etapas: íons complexos ( 2–) são eletrólitos fracos.

2. Sob a ação de ácidos fortes, os complexos hidroxo são destruídos, por exemplo:

a) com falta de ácido

Na 3 + 3HCl \u003d 3NaCl + Al (OH) 3 + 3H 2 O;

b) com excesso de ácido

Na 3 + 6HCl \u003d 3NaCl + AlCl 3 + 6H 2 O.

3. O aquecimento (termólise) de todos os amoníacos leva à sua decomposição, por exemplo:

SO 4 CuSO 4 + 4NH 3.

O valor de compostos complexos

Os compostos de coordenação são extremamente importantes na natureza. Basta dizer que quase todas as enzimas, muitos hormônios, drogas, substâncias biologicamente ativas são compostos complexos. Por exemplo, a hemoglobina sanguínea, devido à qual o oxigênio é transferido dos pulmões para as células dos tecidos, é um composto complexo contendo ferro (Fig. 6), e a clorofila, responsável pela fotossíntese nas plantas, é um composto complexo de magnésio (Fig. 7) .

Uma parte significativa dos minerais naturais, incluindo minérios polimetálicos e silicatos, também é composta por compostos de coordenação. Além disso, métodos químicos para extração de metais de minérios, em particular cobre, tungstênio, prata, alumínio, platina, ferro, ouro e outros, também estão associados à formação de complexos facilmente solúveis, de baixo ponto de fusão ou voláteis. Por exemplo: Na 3 - criolita, KNa 3 4 - nefelina (minerais, compostos complexos contendo alumínio).

A indústria química moderna usa amplamente compostos de coordenação como catalisadores na síntese de compostos macromoleculares, no processamento químico de petróleo e na produção de ácidos.

III. Resumindo e preparando o dever de casa

Trabalho de casa.

1) Prepare-se para uma palestra para uma aula prática sobre o tema: “Compostos complexos”.

2) Faça uma descrição escrita dos seguintes compostos complexos por estrutura e classifique de acordo com suas características:

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

3) Escreva as equações de reação com as quais você pode realizar transformações:

* Pela descoberta desse novo campo da ciência, A. Werner recebeu o Prêmio Nobel em 1913.

Compostos do tipo BF 3, CH 4, NH 3, H 2 O, CO 2, etc., nos quais o elemento exibe sua valência máxima usual, são chamados de compostos saturados de valência ou compostos de primeira ordem. Quando compostos de primeira ordem interagem entre si, compostos de ordem superior são formados. PARA compostos de ordem superior incluem hidratos, amoníacos, produtos de adição de ácidos, moléculas orgânicas, sais duplos e muitos outros. Exemplos da formação de compostos complexos:

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

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

A. Werner introduziu na química ideias sobre compostos de ordem superior e deu a primeira definição do conceito de composto complexo. Elementos após a saturação de valências comuns são capazes de mostrar valência adicional - coordenando. É devido à valência de coordenação que os compostos de ordem superior são formados.

Compostos complexos – substâncias complexas que podem ser isoladas átomo central(agente complexante) e moléculas e íons relacionados - ligandos.

O átomo central e os ligantes formam complexo (esfera interna), que, ao escrever a fórmula de um composto complexo, é colocado entre colchetes. O número de ligantes na esfera interna é chamado número de coordenação. Moléculas e íons ao redor do complexo formam esfera externa. Um exemplo de sal complexo de hexacianoferrato de potássio (III) K 3 (o chamado sal de sangue vermelho).

Os átomos centrais podem ser íons de metais de transição ou átomos de alguns não metais (P, Si). Os ligantes podem ser ânions halogênios (F -, Cl -, Br -, I -), OH -, CN -, CNS -, NO 2 - e outros, moléculas neutras H 2 O, NH 3, CO, NO, F 2 , Cl 2, Br 2, I 2, hidrazina N 2 H 4, etilenodiamina NH 2 -CH 2 -CH 2 -NH 2, etc.

valência de coordenação(CV) ou número de coordenação - o número de lugares na esfera interna do complexo que podem ser ocupados por ligantes. O número de coordenação é geralmente maior que o estado de oxidação do agente complexante, dependendo da natureza do agente complexante e dos ligantes. Compostos complexos com valências de coordenação de 4, 6 e 2 são mais comuns.

Capacidade de coordenação do ligante – o número de lugares na esfera interna do complexo ocupado por cada ligante. Para a maioria dos ligantes, a capacidade de coordenação é uma, menos frequentemente 2 (hidrazina, etilenodiamina) e mais (EDTA - etilenodiaminotetraacetato).

Carga complexa deve ser numericamente igual à carga total da esfera externa e de sinal oposto, mas também existem complexos neutros. O estado de oxidação do agente complexante igual e oposto em sinal à soma algébrica das cargas de todos os outros íons.

Nomes sistemáticos de compostos complexos são formados da seguinte forma: primeiro, o ânion é chamado no caso nominativo, depois separadamente no caso genitivo - o cátion. Os ligantes do complexo são listados juntos na seguinte ordem: a) aniônico; b) neutro; c) catiônico. Os ânions são listados na ordem H - , O 2- , OH - , ânions simples, ânions poliatômicos, ânions orgânicos - em ordem alfabética. Os ligantes neutros recebem o mesmo nome que as moléculas, com exceção de H 2 O (aqua) e NH 3 (amina); íons carregados negativamente adicionam a vogal de conexão " O". O número de ligantes é indicado por prefixos: di-, tri, tetra-, penta-, hexa- etc. A terminação para complexos aniônicos é "- no" ou "- novo", se o ácido for chamado; não há terminações típicas para complexos catiônicos e neutros.

H - tetracloroaurato de hidrogênio (III)

(OH) 2 - hidróxido de tetraaminocobre (II)

Cl 4 - cloreto de hexaaminaplatina (IV)

- tetracarbonil níquel

– hexacianoferrato (III) de hexaaminocobalto (III)

Classificação de compostos complexos com base em vários princípios:

Por pertencer a uma determinada classe de compostos:

- ácidos complexos– H 2 , H 2 ;

- bases complexas- (OH) 2;

- sais complexos- Li 3, Cl 2.

Pela natureza dos ligantes:

- aquacomplexos(água é o ligante) - SO 4 ∙ H 2 O, [Co (H 2 O) 6] Cl 2;

- amônia(complexos nos quais moléculas de amônia servem como ligantes) - [Сu(NH 3) 4 ]SO 4, Cl;

- acidocomplexos(oxalato, carbonato, cianeto, complexos de haleto contendo ânions de vários ácidos como ligantes) - K 2, K 4;

- hidroxocomplexos(compostos com grupos OH na forma de ligantes) - K 3 [Al (OH) 6];

- quelado ou complexos cíclicos(o ligante bi ou polidentado e o átomo central formam um ciclo) - complexos com ácido aminoacético, EDTA; os quelatos incluem clorofila (agente complexante - magnésio) e hemoglobina (agente complexante - ferro).

Pelo sinal da carga do complexo: catiônico, aniônico, neutro complexos.

Um grupo especial é formado por compostos hipercomplexos. Neles, o número de ligantes excede a valência de coordenação do agente complexante. Assim, no composto CuSO 4 ∙ 5H 2 O, o cobre tem uma valência de coordenação de quatro e quatro moléculas de água são coordenadas na esfera interna, a quinta molécula se junta ao complexo usando ligações de hidrogênio: SO 4 ∙ H 2 O.

Os ligantes estão ligados ao átomo central vínculo doador-aceitador. Em uma solução aquosa, compostos complexos podem se dissociar para formar íons complexos:

Cl ↔ + + Cl –

Em pequena medida, há uma dissociação da esfera interna do complexo:

+ ↔ Ag + + 2NH 3

A medida da força do complexo é constante de instabilidade complexa:

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

Em vez da constante de instabilidade, às vezes eles usam o valor recíproco, chamado de constante de estabilidade:

K boca \u003d 1 / K ninho

Em soluções moderadamente diluídas de muitos sais complexos, existem íons complexos e simples. Uma diluição adicional pode levar à decomposição completa de íons complexos.

De acordo com um modelo eletrostático simples de W. Kossel e A. Magnus, a interação entre um agente complexante e ligantes iônicos (ou polares) obedece à lei de Coulomb. Um complexo estável é obtido quando as forças de atração para o núcleo do complexo equilibram as forças repulsivas entre os ligantes. A força do complexo aumenta com o aumento da carga nuclear e a diminuição do raio do agente complexante e dos ligantes. O modelo eletrostático é bastante ilustrativo, mas incapaz de explicar a existência de complexos com ligantes apolares e um complexante no estado de oxidação zero; o que determina as propriedades magnéticas e ópticas dos compostos.

Uma maneira clara de descrever compostos complexos é o método de ligações de valência (MBS) proposto por Pauling. O método é baseado em uma série de disposições:

A relação entre o agente complexante e os ligantes é doador-aceitador. Os ligantes fornecem pares de elétrons e o núcleo do complexo fornece orbitais livres. Uma medida da força de ligação é o grau de sobreposição orbital.

Os orbitais do átomo central envolvidos na formação das ligações sofrem hibridação. O tipo de hibridização é determinado pelo número, natureza e estrutura eletrônica dos ligantes. A hibridização dos orbitais do elétron do agente complexante determina a geometria do complexo.

O fortalecimento adicional do complexo se deve ao fato de que, junto com as ligações σ, também podem surgir ligações π.

As propriedades magnéticas exibidas pelo complexo são explicadas com base na ocupação dos orbitais. Na presença de elétrons desemparelhados, o complexo é paramagnético. O emparelhamento de elétrons determina o diamagnetismo do composto complexo.

MVS é adequado para descrever apenas uma gama limitada de substâncias e não explica as propriedades ópticas de compostos complexos, uma vez que não leva em consideração estados excitados.

Um desenvolvimento adicional da teoria eletrostática em uma base mecânica quântica é a teoria do campo cristalino (TCF). De acordo com o TCP, a ligação entre o núcleo do complexo e os ligantes é iônica ou íon-dipolo. O TCP presta a atenção principal à consideração daquelas mudanças que ocorrem no agente complexante sob a influência do campo do ligante (divisão dos níveis de energia). O conceito de divisão de energia de um agente complexante pode ser usado para explicar as propriedades magnéticas e a cor de compostos complexos.

O TCP é aplicável apenas a compostos complexos nos quais o agente complexante ( d-elemento) tem elétrons livres e não leva em conta a natureza parcialmente covalente da ligação agente-ligante complexante.

O método do orbital molecular (MMO) leva em consideração a estrutura eletrônica detalhada não apenas do agente complexante, mas também dos ligantes. O complexo é considerado como um único sistema quântico-mecânico. Os elétrons de valência do sistema estão localizados em orbitais moleculares multicêntricos cobrindo os núcleos do agente complexante e todos os ligantes. De acordo com o MMO, o aumento na energia de separação é devido ao fortalecimento adicional da ligação covalente devido à ligação π.

Compostos complexos

resumo da palestra

Metas. Formar ideias sobre a composição, estrutura, propriedades e nomenclatura de compostos complexos; desenvolver competências na determinação do grau de oxidação de um agente complexante, compilando equações para a dissociação de compostos complexos.
Novos conceitos: composto complexo, agente complexante, ligante, número de coordenação, esfera externa e interna do complexo.
Equipamentos e reagentes. Suporte com tubos de ensaio, solução concentrada de amônia, soluções de sulfato de cobre(II), nitrato de prata, hidróxido de sódio.

DURANTE AS AULAS

Experiência em laboratório. Adicione a solução de amônia à solução de sulfato de cobre(II). O líquido ficará com uma cor azul intensa.

O que aconteceu? Reação química? Até agora, não sabíamos que a amônia pode reagir com o sal. Que substância foi formada? Qual é a sua fórmula, estrutura, nome? A que classe de compostos pertence? A amônia pode reagir com outros sais? Existem conexões semelhantes a esta? Temos que responder a essas perguntas hoje.

Para estudar melhor as propriedades de alguns compostos de ferro, cobre, prata, alumínio, precisamos conhecer compostos complexos.

Vamos continuar nossa experiência. A solução resultante é dividida em duas partes. Vamos adicionar álcali a uma parte. A precipitação de hidróxido de cobre (II) Cu (OH) 2 não é observada, portanto, não há íons de cobre duplamente carregados na solução ou há muito poucos deles. A partir disso, podemos concluir que os íons de cobre interagem com a amônia adicionada e formam alguns novos íons que não fornecem um composto insolúvel com íons OH -.

Ao mesmo tempo, os íons permanecem inalterados. Isso pode ser visto adicionando uma solução de cloreto de bário à solução de amônia. Um precipitado branco de BaSO 4 cairá imediatamente.

Estudos estabeleceram que a cor azul escura da solução de amônia se deve à presença de íons complexos 2+ nela, formados pela ligação de quatro moléculas de amônia ao íon de cobre. Quando a água evapora, os íons 2+ se ligam aos íons e cristais azuis escuros se destacam da solução, cuja composição é expressa pela fórmula SO 4 H 2 O.

Compostos complexos são compostos que contêm íons e moléculas complexas que podem existir tanto na forma cristalina quanto em soluções.

Fórmulas de moléculas ou íons de compostos complexos geralmente são colocadas entre colchetes. Os compostos complexos são obtidos a partir de compostos convencionais (não complexos).

Exemplos de obtenção de compostos complexos

A estrutura de compostos complexos é considerada com base na teoria de coordenação proposta em 1893 pelo químico suíço Alfred Werner, ganhador do Prêmio Nobel. A sua atividade científica decorreu na Universidade de Zurique. O cientista sintetizou muitos novos compostos complexos, sistematizou compostos complexos previamente conhecidos e recém-obtidos e desenvolveu métodos experimentais para provar sua estrutura.

A. Werner (1866–1919)

De acordo com esta teoria, compostos complexos são distinguidos agente complexante, externo E esfera interna. O agente complexante é geralmente um cátion ou um átomo neutro. A esfera interna é composta por um certo número de íons ou moléculas neutras que estão firmemente ligadas ao agente complexante. Eles são chamados ligantes. O número de ligantes determina número de coordenação(KN) agente complexante.

Exemplo de composto complexo

Considerado no exemplo, o composto SO 4 H 2 O ou CuSO 4 5H 2 O é um hidrato cristalino de sulfato de cobre (II).

Vamos definir as partes constituintes de outros compostos complexos, por exemplo K 4 .
(Referência. A substância com a fórmula HCN é o ácido cianídrico. Os sais de ácido cianídrico são chamados de cianetos.)

O agente complexante é um íon ferro Fe 2+, os ligantes são íons cianeto CN - , o número de coordenação é seis. Tudo o que está escrito entre colchetes é a esfera interna. Os íons de potássio formam a esfera externa do composto complexo.

A natureza da ligação entre o íon central (átomo) e os ligantes pode ser dupla. Por um lado, a conexão se deve às forças de atração eletrostática. Por outro lado, entre o átomo central e os ligantes uma ligação pode ser formada pelo mecanismo doador-aceitador por analogia com o íon amônio. Em muitos compostos complexos, a ligação entre o íon central (átomo) e os ligantes é devida tanto às forças de atração eletrostática quanto à ligação formada devido aos pares de elétrons não compartilhados do agente complexante e orbitais livres dos ligantes.

Compostos complexos com uma esfera externa são eletrólitos fortes e em soluções aquosas dissociam-se quase completamente em um íon complexo e íons esfera externa. Por exemplo:

SO 4 2+ + .

Nas reações de troca, os íons complexos passam de um composto para outro sem alterar sua composição:

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

A esfera interna pode ter uma carga positiva, negativa ou zero.

Se a carga dos ligantes compensa a carga do agente complexante, esses compostos complexos são chamados de complexos neutros ou não eletrolíticos: eles consistem apenas no agente complexante e nos ligantes da esfera interna.

Tal complexo neutro é, por exemplo, .

Os agentes complexantes mais típicos são cátions d-elementos.

Os ligantes podem ser:

a) moléculas polares - NH 3, H 2 O, CO, NO;
b) íons simples - F - , Cl - , Br - , I - , H - , H + ;
c) íons complexos - CN -, SCN -, NO 2 -, OH -.

Vamos considerar uma tabela que mostra os números de coordenação de alguns agentes complexantes.

Nomenclatura de compostos complexos. Em um composto, o ânion é nomeado primeiro e depois o cátion. Ao especificar a composição da esfera interna, antes de mais nada, são chamados de ânions, acrescentando ao nome latino o sufixo - O-, por exemplo: Cl - - cloro, CN - - ciano, OH - - hidroxo, etc. Daqui em diante referidos como ligantes neutros e principalmente amônia e seus derivados. Nesse caso, os seguintes termos são usados: para amônia coordenada - amina, Para água - aqua. O número de ligantes é indicado em palavras gregas: 1 - mono, 2 - di, 3 - três, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Então eles passam para o nome do átomo central. Se o átomo central fizer parte dos cátions, o nome russo do elemento correspondente é usado e seu estado de oxidação é indicado entre colchetes (em algarismos romanos). Se o átomo central estiver contido no ânion, então use o nome latino do elemento e, no final, adicione o final - no. No caso de não eletrólitos, o estado de oxidação do átomo central não é dado, porque ele é determinado exclusivamente a partir da condição de eletroneutralidade do complexo.

Exemplos. Para nomear o complexo Cl 2, o estado de oxidação é determinado (ENTÃO.)
x agente complexante - íon Cu x+ :

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

Da mesma forma, o estado de oxidação do íon cobalto é encontrado:

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

Qual é o número de coordenação do cobalto neste composto? Quantas moléculas e íons cercam o íon central? O número de coordenação do cobalto é seis.

O nome do íon complexo é escrito em uma palavra. O estado de oxidação do átomo central é indicado por um numeral romano colocado entre parênteses. Por exemplo:

Cl 2 - cloreto de tetraamina cobre (II),
N ° 3 – nitrato de dicloroaquatriaminocobalto(III),
K 3 - hexacianoferrato(III) potássio,
K 2 - tetracloroplatinato (II) potássio,
- diclorotetraamminzinco,
H 2 - ácido hexaclorotínico.

No exemplo de vários compostos complexos, determinaremos a estrutura das moléculas (agente complexante de íons, seu S.O., número de coordenação, ligantes, esferas interna e externa), daremos o nome do complexo, anotaremos as equações de dissociação eletrolítica.

K 4 - hexacianoferrato de potássio (II),

K 4 4K + + 4– .

H - ácido tetracloroáurico (formado pela dissolução de ouro em água régia),

H H + + –.

OH - hidróxido de prata diamina (I) (esta substância está envolvida na reação do "espelho de prata")

OH + + OH - .

Na - tetraidroxoaluminato sódio,

Na Na ++ - .

Muitas substâncias orgânicas também pertencem a compostos complexos, em particular, os produtos da interação de aminas com água e ácidos conhecidos por você. Por exemplo, sais de cloreto de metil amônio e cloreto de fenilamônio são compostos complexos. De acordo com a teoria da coordenação, eles têm a seguinte estrutura:

Aqui, o átomo de nitrogênio é um agente complexante, os átomos de hidrogênio no nitrogênio e os radicais metil e fenil são ligantes. Juntos, eles formam a esfera interna. Na esfera externa estão os íons cloreto.

Muitas substâncias orgânicas de grande importância na vida dos organismos são compostos complexos. Estes incluem hemoglobina, clorofila, enzimas e outros

Compostos complexos são amplamente utilizados:

1) em química analítica para a determinação de muitos íons;
2) para a separação de certos metais e produção de metais de alta pureza;
3) como corantes;
4) para eliminar a dureza da água;
5) como catalisadores de importantes processos bioquímicos.