ДЕРЖАВНА ОСВІТАЛЬНА УСТАНОВА ВИЩОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ

«САМАРСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ШЛЯХІВ ПОВІДОМЛЕННЯ»

Уфімський інститут шляхів сполучення

Кафедра загальноосвітніх та професійних дисциплін

Конспект лекції з дисципліни «Хімія»

на тему: «Комплексні з'єднання»

для студентів 1 курсу

залізничних спеціальностей

всіх форм навчання

Упорядник:

Конспект лекції з дисципліни «Хімія» на тему «Комплексні з'єднання» для студентів 1 курсу залізничних спеціальностей усіх форм навчання/упорядник: . - Самара: СамГУПС, 2011. - 9 с.

Затверджено на засіданні кафедри ОіПД 23.03.2011р., протокол

Друкуються за рішенням редакційно-видавничої ради університету.

Упорядник:

Рецензенти: зав. кафедрою «Загальна та інженерна хімія» СамГУПС,

д. х.н., професор;

доцент кафедри «Загальна та неорганічна хімія» БДУ (м. Уфа),

Підписано до друку 07.04.2011р. Формат 60/901/16.

Папір письмовий. Друк оперативний. Ум. піч. л. 0,6.

Тираж 100. Замовлення №73.

© Самарський державний університет шляхів сполучення, 2011

Зміст Конспекту лекції відповідає державномузагальноосвітньому стандарту та вимогам вищої школи до обов'язкового мінімуму змісту та рівня знань випускників вищої школи за циклом «Природничі дисципліни». Лекція викладена як продовження Курсу лекцій з хіміїдля студентів залізничних спеціальностей 1-го курсу всіх форм навчання, складеного колективом кафедри «Загальна та інженерна хімія»

Лекція містить основні теорії хімічного зв'язку, стійкості комплексів, номенклатуру комплексних сполук, приклади вирішення завдань. Викладений у Лекції матеріал буде корисною підмогою щодо теми «Комплексні з'єднання» студентами денної та заочної форм навчання та при вирішенні контрольних завдань студентами заочного відділення всіх спеціальностей.

Це видання розміщується на сайті інституту.

Комплексні з'єднання

Утворення багатьох хімічних сполук відбувається відповідно до валентності атомів. Такі з'єднання називаються простими або з'єднаннями першого порядку. Разом про те, відомо дуже багато сполук, освіту яких неможливо пояснити з правил валентності. Вони утворюються шляхом поєднання найпростіших сполук. Такі сполуки називаються сполуками вищого порядку, комплексними чи координаційними сполуками. Приклади простих сполук: Н2О, NH3, AgCl, CuSO4. Приклади комплексних сполук: AgCl 2NH3, Co(NO3)3 6NH3, ZnSO4 4H2O, Fe(CN)3 3KCN, PtCl2 2KCI, PdCl2 2NH3.

Іони деяких елементів мають здатність приєднувати себе полярні молекули чи інші іони, утворюючи складні комплексні іони. Сполуки, в які входять комплексні іони, здатні існувати як у кристалі, так і в розчині, називаються комплексними сполуками. Кількість відомих комплексних сполук у багато разів перевищує кількість звичних нам простих сполук. Комплексні сполуки були відомі вже понад півтора століття тому. До тих пір, поки не було встановлено природу хімічного зв'язку, причини їх утворення, емпіричні формули сполук записували так, як ми вказали у наведених вище прикладах. У 1893 р. швейцарський хімік Альфред Вернер запропонував першу теорію будови комплексних з'єднань, яка отримала назву координаційної теорії. Комплексні сполуки становлять найбільший і різноманітний клас неорганічних речовин. До них належать також багато елементоорганічних сполук. Дослідження властивостей та просторової будови комплексних сполук породило нові уявлення про природу хімічного зв'язку.

1. Координаційна теорія

У молекулі комплексної сполуки розрізняють такі структурні елементи: іон-комплексоутворювач, координовані навколо нього приєднані частинки - ліганди, складові разом із комплексоутворювачем внутрішню координаційну сферу, та інші частки входять до зовнішню координаційну сферу. При розчиненні комплексних сполук ліганди залишаються у міцному зв'язку з іоном-комплексоутворювачем, утворюючи майже недисоціюючий комплексний іон. Число лігандів називається координаційним числом(К. ч.).

Розглянемо фероціанід калію K4 – комплексне з'єднання, що утворюється при взаємодії 4KCN+Fe(CN)2=K4.

При розчиненні комплексна сполука дисоціює на іони: K4↔4K++4-

Характерні комплексоутворювачі: Fe2+, Fe3+, Co3+, Cr3+, Ag+, Zn2+, Ni2+.

Характерні ліганди: Cl-, Br-, NO2-, CN-, NH3, H2O.

Заряд комплексоутворювача дорівнює сумі алгебри зарядів складових його іонів, наприклад, 4-, x+6(-1)=-4, x=2.

Нейтральні молекули, що входять до складу комплексного іона, впливають на заряд. Якщо вся внутрішня сфера заповнена лише нейтральними молекулами,

то заряд іона дорівнює заряду комплексоутворювача. Так, у іона 2+ заряд міді x=+2.

Заряд комплексного іона дорівнює сумі зарядів іонів, що у зовнішній сфері. У K4 заряд дорівнює -4, оскільки у зовнішній сфері перебуває 4K+, а молекула загалом електронейтральна. Можливе взаємне заміщення лігандів у внутрішній сфері за збереження однієї й тієї ж координаційного числа, наприклад, Cl2, Cl, . Заряд іона кобальту дорівнює +3.

Номенклатура комплексних сполук

При складанні назв комплексних сполук спочатку вказується аніон, а потім у родовому відмінку - катіон (подібно до простих сполук: хлорид калію або сульфат алюмінію). У дужках римською цифрою вказується ступінь окиснення центрального атома. Ліганди називаються наступним чином: Н2О - аква, NH3 - аммін, С1- -хлоро-, CN - - ціано-, SO4 2- - сульфато - і т. д. Назвемо наведені вище сполуки а) AgCl 2NH3, Co (NO3)3 6NH3, ZnSO4 4H2O; б) Fe (CN)3 3KCN, PtCl2 2KCI; в) PdCl2 2NH3.

З комплексним катіоном а): хлорид діаммінсрібла (I), нітрат гексаммінкобальту (III), сульфат тетраквоцинку (П).

З комплексним аніоном б): гексаціаноферрат (ІІІ) калію, тетрахлороплатинат (ІІ) калію.

Комплекс- неелектроліт в): дихлородіаммінпаладій.

У разі неелектролітів назва будується в називному відмінку і ступінь окислення центрального атома не вказується.

2. Методи встановлення координаційних формул

Існує низка методів встановлення координаційних формул комплексних сполук.

За допомогою подвійного обміну реакцій. Саме таким шляхом була доведена структура наступних комплексних сполук платини: PtCl4 ∙ 6NH3, PtCl4 ∙ 4NH3, PtCl4 ∙ 2NH3, PtCl4 ∙ 2KCl.

Якщо вплинути на розчин першого з'єднання розчином AgNO3, то весь хлор, що міститься в ньому, осаджується у вигляді хлориду срібла. Очевидно, що всі чотири хлорид-іони знаходяться у зовнішній сфері і, отже, внутрішня сфера складається лише з лігандів аміаку. Таким чином, координаційна формула сполуки буде Cl4. У поєднанні PtCl4 ∙ 4NH3 нітрат срібла тримає в облозі лише половину хлору, тобто у зовнішній сфері знаходяться лише два хлорид-іони, а решта два разом з чотирма молекулами аміаку входять до складу внутрішньої сфери, так що координаційна формула має вигляд Cl2. Розчин сполуки PtCl4 ∙ 2NH3 не дає осаду з AgNO3, ця сполука є формулою . Нарешті, з розчину сполуки PtCl4 ∙ 2KCl нітрат срібла теж не тримає в облозі AgCl, але шляхом обмінних реакцій можна встановити, що в розчині є іони калію. На цій підставі його будова зображується формулою K2.

За молярною електричною провідністю розведених розчинів. При сильному розведенні молярна електрична провідність комплексного з'єднання визначається зарядом і числом іонів, що утворюються. Для з'єднань, що містять комплексний іон і однозарядні катіони або аніони, має місце наступне зразкове співвідношення:

Число іонів, на які розпадається

молекула електроліту

Λ(В), Ом-1 ∙ см2 ∙ моль-1

Вимірювання молярної електричної провідності Λ(В) у ряді комплексних сполук платини(IV) дозволяє скласти такі координаційні формули: Cl4 - дисоціює з утворенням п'яти іонів; Cl2 – трьох іонів; - нейтральна молекула; K2 – три іони, два з яких – іони калію. Існує й низка інших фізико-хімічних методів встановлення координаційних формул комплексних сполук.

3. Вид хімічного зв'язку в комплексних сполуках

а) Електростатичні уявлення .

Утворення багатьох комплексних сполук можна у першому наближенні пояснити електростатичним тяжінням між центральним катіоном та аніонами чи полярними молекулами лігандів. Поряд із силами тяжіння діють і сили електростатичного відштовхування між однойменно зарядженими лігандами. В результаті утворюється стійке угруповання атомів (іонів), що має мінімальну потенційну енергію. Комплексоутворювач та ліганди розглядаються як заряджені недеформовані кулі певних розмірів. Їхня взаємодія враховується за законом Кулона. Таким чином, хімічний зв'язок вважається іонним. Якщо ліганди є нейтральними молекулами, то цій моделі слід враховувати іон-дипольну взаємодію центрального іона з полярною молекулою ліганду. Результати цих розрахунків задовільно передають залежність координаційного числа від заряду центрального іона. Зі збільшенням заряду центрального іона міцність комплексних сполук збільшується, збільшення його радіусу викликає зменшення міцності комплексу, але призводить до збільшення координаційного числа. Зі збільшенням розмірів та заряду лігандів координаційне число та стійкість комплексу зменшуються. Первинна дисоціація протікає майже націло, на кшталт дисоціації сильних електролітів. Ліганди, що знаходяться у внутрішній сфері, пов'язані з центральним атомом значно міцніше, і відщеплюються лише невеликою мірою. Оборотний розпад внутрішньої сфери комплексного з'єднання зветься вторинної дисоціації. Наприклад, дисоціацію комплексу Cl можна записати так:

Cl→++Cl - первинна дисоціація

+↔Ag++2NH3 вторинна дисоціація

Проте проста електростатична теорія неспроможна пояснити вибірковість (специфічність) комплексоутворення, оскільки вона бере до уваги природу центрального атома і лігандів, особливості будови їх електронних оболонок. Для врахування цих факторів електростатична теорія була доповнена поляризаційнимиуявленнями, згідно з якими комплексоутворенню сприяє участь як центральні атоми невеликих багатозарядних катіонів d-елементів, що мають сильну поляризуючу дію, а як ліганди – великі, легко поляризовані іони або молекули. У цьому випадку відбувається деформація електронних оболонок центрального атома та лігандів, що призводить до їхнього взаємопроникнення, що і викликає зміцнення зв'язків.

б) Метод валентних зв'язків.

У методі валентних зв'язків передбачається, що центральний атом комплексоутворювача повинен мати для утворення ковалентних зв'язків з лігандами вільні орбіталі, кількість яких визначає максимальне значення к. ч. комплексоутворювача. При цьому ковалентний зв'язок виникає при перекриванні вільної орбіталі атома комплексоутворювача з заповненими орбіталями донорів, тобто містять неподілені пари електронів. Цей зв'язок називається координаційним зв'язком.

Приклад1. Комплексний іон 2+ має тетраедричну будову. Які орбіталі комплексоутворювача використовуються для утворення зв'язку з молекулами NH3?

Рішення. Тетраедрична будова молекул характерна при утворенні sp3-гібридних орбіталей.

приклад 2. Чому комплексний іон + має лінійну будову?

Рішення. Лінійна будова цього іона є наслідком утворення двох гібридних sp-орбіталей іоном Cu+, на які надходять електронні пари NH3.

Приклад3. Чому іон 2-парамагнітний, а 2-діамагнітний?

Рішення.Іони Cl – слабо взаємодіють з іонами Ni2+. Електронні пари хлору надходять на орбіталі наступного вакантного шару з n=4. При цьому 3d-електрони нікелю залишаються неспареними, що і зумовлює парамагнетизм 2-.

У 2-внаслідок dsp2-гібридизації відбувається спарювання електронів та іон діамагнітний

в) Теорія кристалічного поля.

Теорія кристалічного поля розглядає електростатичну взаємодію між позитивно зарядженими іонами металу-комплексоутворювача та неподіленими парами електронів лігандів. Під впливом поля лігандів відбувається розщеплення d-рівнів іона перехідного металу. Зазвичай зустрічаються дві зміни комплексних іонів – октаедричні та тетраедричні. Розмір енергії розщеплення залежить від природи лігандів і зажадав від зміни комплексів. Заселення електронами розщеплених d-орбіт проводиться відповідно до правила Хунду, причому іони OH-, F-, Cl- і молекули H2O, NO є лігандами слабкого поля, а іони CN-, NO2- та молекула CO – лігандами сильного поля, що значно розщеплюють d-рівні комплексоутворювача. Схеми розщеплення d-рівнів в октаедричному та тетраедричному полях лігандів наведені .

Приклад1.Зобразити розподіл електронів титану в октаедричному комплексному іоні 3+.

Рішення. Іон парамагнітний відповідно до того, що є один неспарений електрон, локалізований на іоні Ti3+. Цей електрон займає одну з трьох вироджених dε-орбіталей.

При поглинанні світла можливий перехід електрона з d- на dy-рівень. Справді, іон 3+, що має єдиний електрон на dε-орбіталі, поглинає світло з довжиною хвилі = 4930Å. Це викликає фарбування розведених розчинів солей Ti3+ додатковий до поглиненого пурпурового кольору. Енергія цього електронного переходу може бути обчислена за співвідношенням

https://pandia.ru/text/78/151/images/image002_7.png" width="50" height="32 src=">; Е=40 ккал/г∙іон = 1,74 еВ = 2, 78∙10-12 ерг/іон Підставляючи у формулу для обчислення довжини хвилі, отримуємо

DIV_ADBLOCK332">

Константа рівноваги в цьому випадку називається константою нестійкості комплексного іона. Вирішуючи це рівняння, знайдемо х = 2005 2,52∙10-3 г∙іон/л і, отже, =10,1∙10-3 моль/л.

Приклад2. Визначити ступінь дисоціації комплексного іона 2+ 0,1 молярному розчині SO4.

Рішення.Позначимо концентрацію, що утворився при дисоціації комплексного іона, через х. Тоді = 4х, а 2 + = (0,1 - x) моль / л. Підставимо рівноважні концентрації компонентів у рівняння Оскільки х<<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. , Яковлєв вказівки до виконання лабораторних робіт з хімії для студентів усіх спеціальностей очної форми навчання. - Самара: СамГУПС, 2009. - 46 с.

2. , Хімія: контрольні завдання для студентів – заочників усіх спеціальностей. - Самара: СамГУПС, 2008. - 100 с.

3. , М Курс лекцій з хімії для студентів 1-го курсу залізничних спеціальностей усіх форм навчання. Самара: СамГУПС, 2005. - 63 с.

4. , Резницький та вправи із загальної хімії: Навчальний посібник – 2-ге вид. - М.: Вид-во Моск. ун-ту, 1985. С.60-68.

5. Глінка хімія: Навчальний посібник для вузів / Под ред. . - Вид. 29-те, виправлене - М.: Інтеграл-Прес, 2002. С.354-378.

6. Л Завдання та вправи із загальної хімії: Навчальний посібник для вузів/Під. ред. і – М.: Кнорус, 2011. - С.174-187.

7. Коровина хімія: Підручник для техніч. напрямів та спец. вузів-6-е вид., Випр.-М.: Вищ. шк., 2006. С.71-82

При розгляді видів хімічного зв'язку зазначалося, що сили тяжіння виникають між атомами, а й між молекулами і іонами. Така взаємодія може призводити до утворення нових складніших комплексних (або координаційних) сполук.

Комплексниминазивають з'єднання, що мають у вузлах кристалічної решітки агрегати атомів (комплекси), здатні до самостійного існування в розчині і володіють властивостями, відмінними від властивостей частинок, що їх складають (атомів, іонів або молекул).

У молекулі комплексної сполуки (наприклад, K 4 ) розрізняють такі структурні елементи: іон- комплексоутворювач (для цього комплексу Fe), координовані навколо нього приєднані частинки – ліганди або адденди (CN -), що становлять разом з комплексоутворювачем внутрішню координаційну сферу ( 4-), та інші частки, що входять до зовнішню координаційну сферу (K+). При розчиненні комплексних сполук ліганди залишаються у міцному зв'язку з іоном-комплексоутворювачем, утворюючи майже не дисоціюючий комплексний іон. Число лігандів називається координаційним числом (у разі K 4 координаційне число дорівнює 6). Координаційне число визначається природою центрального атома та лігандів, а також відповідає найбільш симетричній геометричній конфігурації: 2 (лінійна), 4 (тетраедрична або квадратна) та 6 (октаедрична конфігурація).

Характерними комплексоутворювачами є катіони: Fe 2+ ,Fe 3+ ,Co 3+ ,Co 2+ ,Cu 2+ ,Ag + ,Cr 3+ ,Ni 2+ .Здатність до утворення комплексних сполук пов'язана з електронною будовою атомів. Особливо легко утворюють комплексні іони елементи d-родини, наприклад: Ag + , Au + , Cu 2+ , Hg 2+ , Zn 2+ , Fe 2+ , Cd 2+ , Fe 3+ , Co 3+ , Ni 2+ , Pt 2+ , Pt 4+ та ін. Комплексоутворювачами можуть бути А1 3+ і деякі неметали, наприклад, Si і Ст.

Лігандами можуть служити як заряджені іони: F - , ОН - ,NO 3 - ,NO 2 - ,Cl - , Вг - ,I - ,CO 3 2- ,CrO 4 2- ,S 2 O 3 2- ,CN - , PO 4 3- та ін, так і електронейтральні полярні молекули: NH 3 , Н 2 О, РН 3 , СО та ін Якщо всі ліганди у комплексоутворювача однакові, то комплексне з'єднання однорідне, наприклад Cl 2 ; якщо ліганди різні, то з'єднання неоднорідне, наприклад, Cl. Між комплексоутворювачем та лігандами зазвичай встановлюються координаційні (донорно-акцепторні) зв'язки. Вони утворюються внаслідок перекриття заповнених електронами орбіталей лігандів вакантними орбіталями центрального атома. У комплексних сполуках донором є комплексоутворювач, акцептором – ліганд.

Кількість хімічних зв'язків між комплексоутворювачем та лігандами визначає координаційне число комплексоутворювача. Характерні координаційні числа: Cu +, Ag +, Au + = 2; Cu 2+, Hg 2+, Pb 2+, Pt 2+, Pd 2+ =4; Ni 2+, Ni 3+, Co 3+ 3+ = 4 чи 6; Fe 2+ , Fe 3+ , Pt 4+ , ​​Pd 4+ , ​​Ti 4+ , ​​Pb 4+ , ​​Si 4+ =6.

Заряд комплексоутворювача дорівнює алгебраїчній сумі зарядів складових його іонів, наприклад: 4-, x + 6(-1) = 4-; x = 2.

Нейтральні молекули, що входять до складу комплексного іона, не впливають на заряд. Якщо вся внутрішня сфера заповнена лише нейтральними молекулами, то заряд іона дорівнює заряду комплексоутворювача. Так, у іона 2+ заряд міді х = 2+. Заряд комплексного іона дорівнює зарядам іонів, що у зовнішній сфері. У K 4 заряд дорівнює -4, так як у зовнішній сфері знаходяться 4 катіони К +, а молекула в цілому електронейтральна.

Ліганди у внутрішній сфері можуть заміщати один одного за збереження одного і того ж координаційного числа.

Класифікація та номенклатура комплексних сполук. З точки зору заряду комплексної частки всі комплексні з'єднання можна розділити на катіонні, аніонні та нейтральні.

Катіонні комплекси утворюють катіони металів, що координують навколо себе нейтральні або аніонні ліганди, причому сумарний заряд лігандів менший за абсолютною величиною, ніж ступінь окислення комплексоутворювача, наприклад Cl 3 . Катіонні комплексні сполуки, крім гідроксокомплексів і солей, можуть бути кислотами, наприклад, H – гексафторсурм'яна кислота.

У аніонних комплексів , навпаки, лігандів-аніонів таке число, що сумарний заряд комплексного аніону негативний, наприклад. У аніонних комплексівяк ліганди виступають гідроксид-аніони – це гідроксокомплекси (наприклад, Na 2 – тетрагідроксоцінкат калію), або аніони кислотних залишків - це ацидокомплекси(наприклад, K 3 – гексаціаноферрат (III) калію) .

Нейтральні комплекси можуть бути декількох видів: комплекс нейтрального атома металу з нейтральними лігандами (наприклад, Ni(CO) 4 – тетракарбоніл нікелю, [Сr(С 6 Н 6) 2 ] – дибензолхром). У нейтральних комплексах іншого виду заряди комплексоутворювача та лігандів врівноважують один одного (наприклад, хлорид гексааммінплатини (IV), тринітротріаммінкобальт).

Класифікувати комплексні з'єднання можна за природою Ліганда.Серед сполук з нейтральними лігандами розрізняють аквакомплекси, аміакати, карбоніли металів. Комплексні сполуки, що містять як ліганд молекули води, називають аквакомплексами . При кристалізації речовини з розчину катіон захоплює частину молекул води, які потрапляють у кристалічні ґрати солі. Такі речовини називаються кристалогідратами,наприклад А1С1 3 · 6Н 2 О. Більшість кристалогідратів є аквакомплекси, тому їх точніше зображати у вигляді комплексної солі ([А1(Н 2 О) 6 ]С1 3 – хлорид гексаакваалюмінію). Комплексні сполуки з молекулами аміаку як ліганд називають аміакатами наприклад, C1 4 – хлорид гексааммінплатини (IV). Карбонілами металів називають комплексні сполуки, в яких лігандами служать молекули оксиду вуглецю (II), наприклад - пентакарбоніл заліза - тетракарбоніл нікелю.

Відомі комплексні сполуки з двома комплексними іонами в молекулі, для яких існує явище координаційної ізомерії, яка пов'язана з різним розподілом лігандів між комплексоутворювачами, наприклад: гексанітрокобальтат (III) гексаамміннікелю (III).

При складанні назви комплексного з'єднання застосовуються такі правила:

1) якщо з'єднання є комплексною сіллю, то першим називається аніон у називному відмінку, а потім катіон у родовому відмінку;

2) за назвою комплексного іона спочатку вказуються ліганди, потім комплексоутворювач;

3) молекулярні ліганди відповідають назвам молекул (крім води та аміаку, для їх позначення застосовуються терміни «Аква»і «амін»);

4) до аніонних лігандів додають закінчення - про, наприклад: F - - фторо, С1 - - хлоро, О 2 - - оксо, CNS - - родано, NO 3 - - нітрато, CN - - ціано, SO 4 2 - - сульфато ,S 2 O 3 2- - тіосульфато, 3 2 - карбонато, РО 4 3- - фосфато, ВІН - - гідроксо;

5) для позначення кількості лігандів використовуються грецькі числівники: 2 – ді-, 3 –три-, 4 –тетра-, 5 –пента-, 6 –гекса-;

6) якщо комплексний іон – катіон, то назви комплексообразователя використовують російське найменування елемента, якщо аніон – латинське;

7) після назви комплексоутворювача римською цифрою у круглих дужках вказують його ступінь окислення;

8) у нейтральних комплексів назва центрального атома дається в називному відмінку, яке ступінь окислення не вказується.

Властивості комплексних сполук.Хімічні реакції за участю комплексних сполук поділяють на два типи:

1) зовнішньосферні – за її протіканні комплексна частка залишається постійної (реакції обміну);

2) внутрішньосферні – за її протіканні відбуваються зміни у ступені окислення центрального атома, у будові лігандів чи зміни у координаційної сфері (зменшення чи збільшення координаційного числа).

Однією з найважливіших властивостей комплексних сполук є їхня дисоціація у водних розчинах. Більшість розчинних у воді іонних комплексів – сильні електроліти, вони дисоціюють на зовнішню та внутрішню сфери: K 4 ↔ 4K + + 4 - .

Комплексні іони досить стійкі, вони є слабкими електролітами, ступінчасто відщеплюючи у водний розчин ліганди:

4 - ↔ 3- +CN - (кількість щаблів дорівнює числу лігандів).

Якщо сумарний заряд частинки комплексного з'єднання дорівнює нулю, маємо молекулу неелектроліт,наприклад.

При обмінних реакціях комплексні іони переходять із одних сполук до інших, не змінюючи свого складу. Електролітична дисоціація комплексних іонів підпорядковується закону чинних мас та кількісно характеризується константою дисоціації, яка носить назву константи нестійкості До н. Чим менше константа нестійкості комплексу, тим меншою мірою він розпадається на іони, тим стійкіше це з'єднання. У сполук, що характеризуються високою К н, комплексні іони нестійкі, тобто їх практично немає в розчині, такі сполуки подвійними солями . Відмінність між типовими представниками комплексних і подвійних солей полягає в тому, що останні дисоціюють з утворенням всіх іонів, які входять до складу цієї солі, наприклад: KA1(SO 4) 2 ↔ К + + А1 3+ + 2SO 4 2- (подвійна сіль);

К ↔ 4К + + 4- (комплексна сіль).

Комплексні з'єднання

Урок-лекція 11 клас

Заняття, представлене на конкурс «Я йду на урок», проводжу в 11-му біолого-хімічному класі, де на вивчення хімії відводиться 4 години на тиждень.

Тему «Комплексні сполуки» я взяла, по-перше, тому що ця група речовин має винятково велике значення у природі; по-друге, багато завдань ЄДІ включають поняття про комплексні сполуки; по-третє, учні з цього класу обирають професії, пов'язані з хімією, і зустрічатимуться з групою комплексних сполук у майбутньому.

Ціль.Сформувати поняття про склад, класифікацію, будову та основи номенклатури комплексних сполук; розглянути їх хімічні властивості та показати значення; розширити уявлення учнів про різноманітність речовин.

Устаткування.Зразки комплексних сполук.

План уроку

I. Організаційний момент.

ІІ. Вивчення нового матеріалу (лекція).

ІІІ. Підбиття підсумків та постановка домашнього завдання.

План лекції

1. Різноманітність речовин.

2. Координаційна теорія А. Вернера.

3. Будова комплексних сполук.

4. Класифікація комплексних сполук.

5. Природа хімічного зв'язку у комплексних сполуках.

6. Номенклатура комплексних сполук.

7. Хімічні властивості комплексних сполук.

8. Значення комплексних сполук.

ХІД УРОКУ

I. Організаційний момент

ІІ. Вивчення нового матеріалу

Різноманітність речовин

Світ речовин різноманітний, і ми вже знайомі із групою речовин, що належать до комплексних сполук. Цими речовинами почали займатися з XIX ст., але зрозуміти їхню будову з позицій уявлень про валентність, що існували, було важко.

Координаційна теорія А. Вернера

У 1893 р. швейцарським хіміком-неорганіком Альфредом Вернером (1866-1919) була сформульована теорія, що дозволила зрозуміти будову та деякі властивості комплексних сполук та названа координаційною теорією*.Тому комплексні сполуки часто називають координаційними сполуками.

Сполуки, до складу яких входять складні іони, що існують як у кристалі, так і в розчині, називаються комплексними або координаційними.

Будова комплексних з'єднань

Згідно з теорією Вернера центральне положення в комплексних з'єднаннях займає, як правило, іон металу, який називають центральним іоном, або комплексоутворювачем.

Комплексоутворювач –частка (атом, іон або молекула), що координує (розташовує) навколо себе інші іони або молекули.

Комплексоутворювач зазвичай має позитивний заряд, є d-Елементом, що виявляє амфотерні властивості, має координаційне число 4 або 6. Навколо комплексоутворювача розташовуються (координуються) молекули або кислотні залишки - ліганди (адденди).

Ліганди –частинки (молекули та іони), що координуються комплексоутворювачем і мають з ним безпосередньо хімічні зв'язки (наприклад, іони: Cl -, I -, NO 3 -, OH -; нейтральні молекули: NH 3 , H 2 O, CO ).

Ліганди не пов'язані одна з одною, оскільки між ними діють сили відштовхування. Коли лігандами є молекули, між ними можлива молекулярна взаємодія. Координація лігандів у комплексоутворювача є характерною рисою комплексних сполук (рис. 1).

Координаційне число –це число хімічних зв'язків, які утворює комплексоутворювач з лігандами.

Рис. 2. Тетраедрична структура іона -

Значення координаційного числа комплексоутворювача залежить від його природи, ступеня окислення, природи лігандів та умов (температура, концентрація), за яких протікає реакція комплексоутворення. Координаційне число може мати значення від 2 до 12. Найбільш поширеними є координаційні числа 4 і 6. Для координаційного числа 4 структура комплексних частинок може бути тетраедричною (рис. 2) і у вигляді плоского квадрата (рис. 3). Комплексні сполуки з координаційним числом 6 мають октаедричну будову 3 (рис. 4).

Рис. 4. Іон 3 – октаедричної будови

Комплексоутворювач та оточуючі його ліганди становлять Внутрішню сферу комплексу.Частка, що складається з комплексоутворювача та навколишніх лігандів, називається комплексним іоном. При зображенні комплексних з'єднань внутрішню сферу (комплексний іон) обмежують квадратними дужками. Інші складові комплексного з'єднання розташовані в зовнішньої сфери(Рис. 5).

Сумарний заряд іонів зовнішньої сфери повинен дорівнювати за значенням і протилежний за знаком заряду комплексного іона:

Класифікація комплексних сполук

Велике різноманіття комплексних сполук та його властивостей не дозволяє створити єдину класифікацію. Однак, можна групувати речовини за деякими окремими ознаками.

1) За складом.

2) На кшталт координованих лігандів.

а) Аквакомплекси– це комплексні катіони, у яких лігандами є молекули H 2 O. Їх утворюють катіони металів зі ступенем окислення +2 і більше, причому здатність до утворення аквакомплексів у металів однієї групи періодичної системи зменшується зверху донизу.

Приклади аквакомплексів:

Cl 3 , (NO 3) 3 .

б) Гідроксокомплекси– це комплексні аніони, у яких лігандами є гідроксид-іони OH – . Комплексоутворювачі є метали, схильні до прояву амфотерних властивостей - Be, Zn, Al, Cr.

Наприклад: Na, Ba.

в) Аміакати- Це комплексні катіони, в яких лігандами є молекули NH3. Комплексоутворювачі є d-Елементи.

Наприклад: SO 4 , Cl.

г) Ацидокомплекси– це комплексні аніони, у яких лігандами є аніони неорганічних та органічних кислот.

Наприклад: K 3 , Na 2 , K 4 .

3) За зарядом внутрішньої сфери.

Природа хімічного зв'язку у комплексних сполуках

У внутрішній сфері між комплексоутворювачем та лігандами існують ковалентні зв'язки, утворені в тому числі і за донорно-акцепторним механізмом. Для утворення таких зв'язків необхідна наявність вільних орбіталей у одних частинок (є у комплексоутворювача) та неподілених електронних пар у інших частинок (ліганди). Роль донора (постачальника електронів) грає ліганд, а акцептором, який приймає електрони, є комплексоутворювач. Донорно-акцепторний зв'язок виникає як результат перекриття вільних валентних орбіталей комплексоутворювача із заповненими орбіталями донора.

Між зовнішньою та внутрішньою сферою існує іонний зв'язок. Наведемо приклад.

Електронна будова атома берилію:

Електронна будова атома берилію у збудженому стані:

Електронна будова атома берилію в комплексному іоні 2-:

Пунктирними стрілками показані електрони фтору; два зв'язки з чотирьох утворені за донорно-акцепторним механізмом. У цьому випадку атом Be є акцептором, а іони фтору – донорами, їх вільні електронні пари заповнюють гібридизовані орбіталі ( sp 3-гібридизація).

Номенклатура комплексних сполук

Найбільшого поширення має номенклатура, рекомендована IUPAC. Назва комплексного аніонупочинається з позначення складу внутрішньої сфери: число лігандів позначається грецькими числівниками: 2-ді, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса і т.д., далі йдуть назви лігандів, до яких додають сполучну голосну «про »: Cl - - хлоро-, CN - - ціано-, OH - - гідроксо-і т.п. Якщо у комплексоутворювача змінний ступінь окислення, то в дужках римськими цифрами вказують його ступінь окислення, а його назва з суфіксом -ат: Zn - цинк ат, Fe – фер ат(III), Au – аур ат(III). Останнім називають катіон зовнішньої сфери у родовому відмінку.

K 3 – гексаціаноферрат(ІІІ) калію,

K 4 – гексаціаноферрат(II) калію,

K 2 - тетрагідроксоцінкат калію.

Назви сполук, що містять комплексний катіон, будуються з назв аніонів довкілля, після яких вказується число лігандів, дається латинська назва ліганду (молекула аміаку NH 3 – аммін, молекула води H 2 O – водна від латинської назви води) та російська назва елемента-комплексоутворювача; римською цифрою в дужках вказується ступінь окислення елемента-комплексоутворювача, якщо вона змінна. Наприклад:

SO 4 - сульфат тетрааммінмеді(II),

Cl 3 – хлорид гексаакваалюмінію.

Хімічні властивості комплексних сполук

1. У розчині комплексні з'єднання поводяться як потужні електроліти, тобто. повністю дисоціюють на катіони та аніони:

Cl 2 = Pt(NH 3) 4 ] 2+ + 2Cl – ,

K 2 = 2K + + 2-.

Дисоціація за таким типом називається первинною.

Вторинна дисоціація пов'язана з видаленням лігандів із внутрішньої сфери комплексного іона:

2– PtCl 3 – + Cl – .

Вторинна дисоціація відбувається східчасто: комплексні іони (2–) є слабкими електролітами.

2. При дії сильних кислот відбувається руйнування гідроксокомплексів, наприклад:

а) при нестачі кислоти

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

б) при надлишку кислоти

Na 3 + 6HCl = 3NaCl + AlCl 3 + 6H 2 O.

3. Нагрівання (термоліз) всіх аміакатів призводить до їх розкладання, наприклад:

SO 4 CuSO 4 + 4NH 3 .

Значення комплексних сполук

Координаційні сполуки мають винятково велике значення у природі. Досить сказати, що майже всі ферменти, багато гормонів, ліків, біологічно активні речовини є комплексними сполуками. Наприклад, гемоглобін крові, завдяки якому здійснюється перенесення кисню від легень до клітин тканини, є комплексною сполукою, що містить залізо (рис. 6), а хлорофіл, відповідальний за фотосинтез у рослинах, – комплексною сполукою магнію (рис. 7).

Значну частину природних мінералів, у тому числі поліметалевих руд та силікатів, також становлять координаційні сполуки. Більш того, хімічні методи вилучення металів із руд, зокрема міді, вольфраму, срібла, алюмінію, платини, заліза, золота та інших, також пов'язані з утворенням легкорозчинних, легкоплавких або летких комплексів. Наприклад: Na 3 – кріоліт, KNa 3 4 – нефелін (мінерали, комплексні сполуки, що містять алюміній).

Сучасна хімічна галузь промисловості широко використовує координаційні сполуки як каталізатори при синтезі високомолекулярних сполук, при хімічній переробці нафти, у виробництві кислот.

ІІІ. Підбиття підсумків та постановка домашнього завдання

Домашнє завдання.

1) Приготуватися з лекції до уроку-практикуму на тему: «Комплексні з'єднання».

2) Письменно дати характеристику наступним комплексним сполукам за будовою та класифікувати за ознаками:

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

3) Написати рівняння реакцій, з яких можна здійснити перетворення:

* За відкриття цієї нової галузі науки А.Вернер у 1913 р. був удостоєний Нобелівської премії.

Сполуки типу ВF 3 , СН 4 , NН 3 , Н 2 Про, СО 2 та ін., в яких елемент виявляє свою звичайну максимальну валентність, називаються валентно-насиченими сполуками або з'єднаннями першого порядку. При взаємодії з'єднань першого порядку утворюються з'єднання вищого порядку. До з'єднань вищого порядкувідносяться гідрати, аміакати, продукти приєднання кислот, органічних молекул, подвійні солі та багато інших. Приклади утворення комплексних сполук:

PtCl 4 + 2KCl = PtCl 4 ∙2KCl або K 2

CoCl 3 + 6NH 3 = CoCl 3 ∙6NH 3 або Cl 3 .

А. Вернер ввів у хімію уявлення про сполуки вищого ладу і дав перше визначення поняття комплексного з'єднання. Елементи після насичення звичайних валентностей здатні виявляти ще додаткову валентність – координаційну. Саме за рахунок координаційної валентності і відбувається утворення з'єднань вищого ладу.

Комплексні з'єднання – складні речовини, в яких можна виділити центральний атом(комплексоутворювач) та пов'язані з ним молекули та іони – ліганди.

Центральний атом та ліганди утворюють комплекс (внутрішню сферу),який при записі формули комплексного з'єднання укладають квадратні дужки. Число лігандів у внутрішній сфері називається координаційним числом.Молекули та іони, що оточують комплекс, утворюють зовнішню сферу.Приклад комплексної солі гексаціаноферрату (III) калію К 3 (так звана червона кров'яна сіль).

Центральними атомами може бути іони перехідних металів чи атоми деяких неметалів (Р, Si). Лігандами можуть бути аніони галогенів (F – , Cl – , Br – , I –), ВІН – , СN – , СNS – , NO 2 – та інших., нейтральні молекули Н 2 Про, NH 3 , СО, NO, F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , гідразин N 2 H 4 , етилендіамін NH 2 -CH 2 -CH 2 -NH 2 та ін.

Координаційна валентність(КВ) або координаційне число - кількість місць у внутрішній сфері комплексу, які можуть бути зайняті лігандами. Координаційне число зазвичай більше ступеня окислення комплексоутворювача, залежить від природи комплексоутворювача та лігандів. Найчастіше зустрічаються комплексні сполуки з координаційною валентністю 4, 6 та 2.

Координаційна ємність ліганду – кількість місць у внутрішній сфері комплексу, які займає кожний ліганд.Для більшості лігандів координаційна ємність дорівнює одиниці, рідше 2 (гідразин, етилендіамін) і більше (ЕДТА - етилендіаммінтетраацетат).

Заряд комплексумає бути чисельно дорівнює сумарному заряду зовнішньої сфери та протилежним йому за знаком, але існують і нейтральні комплекси. Ступінь окислення комплексоутворювачадорівнює і протилежна за знаком алгебраїчної сумі зарядів решти всіх іонів.

Систематичні назви комплексних сполукформуються наступним чином: спочатку називається в називному відмінку аніон, потім роздільно в родовому відмінку - катіон. Ліганди в комплексі перераховуються разом у такому порядку: а) аніонні; б) нейтральні; в) катіонні. Аніони перераховуються у порядку H – , Про 2– , ВІН – , прості аніони, поліатомні аніони, органічно аніони – в алфавітному порядку. Нейтральні ліганди називаються як і, як молекули, крім Н 2 Про (аква) і NH 3 (аммін); до негативно заряджених іонів додають сполучну голосну « про». Число лігандів вказують приставками: ді-, три, тетра-, пента-, гекса-і т.д. Закінченням для аніонних комплексів є «- ат» або «- ова», якщо називається кислота; для катіонних та нейтральних комплексів типових закінчень немає.

H – тетрахлороаурат (III) водню

(ВІН) 2 – гідроксид тетрааммінмеді (II)

Cl 4 – хлорид гексааммінплатину (IV)

- Тетракарбонілнікель

– гексаціаноферрат (III) гексааммінкобальту (III)

Класифікація комплексних сполукзаснована на різних принципах:

За належністю до певного класу з'єднань:

- комплексні кислоти- H 2, H 2;

- комплексні основи– (ВІН) 2 ;

- комплексні солі- Li 3, Cl2.

За природою лігандів:

- аквакомплекси(лігандами виступає вода) - SO 4 ∙ H 2 O, [С(Н 2 О) 6] Сl 2;

- аміакати(комплекси, лігандами у яких служать молекули аміаку) – [Сu(NH 3) 4 ]SO 4 , Cl;

- ацидокомплекси(оксалатні, карбонатні, ціанідні, галогенідні комплекси, що містять як ліганди аніони різних кислот) - K 2 , K 4 ;

- гідроксокомплекси(з'єднання з ОН-групами у вигляді лігандів) – До 3 [Аl(ОН) 6];

- хелатніабо циклічні комплекси(бі- або полідентатний ліганд і центральний атом утворюють цикл) - комплекси з амінооцтовою кислотою, ЕДТА; до хелатів відносять хлорофіл (комплексоутворювач - магній) і гемоглобін (комплексоутворювач - залізо).

По знаку заряду комплексу: катіонні, аніонні, нейтральнікомплекси.

Особливу групу складають надкомплексні сполуки. Вони число лігандів перевищує координаційну валентність комплексообразователя. Так, у поєднанні CuSO 4 ∙5Н 2 Про у міді координаційна валентність дорівнює чотирьом і у внутрішній сфері координовано чотири молекули води, п'ята молекула приєднується до комплексу за допомогою водневих зв'язків: SO 4 ∙Н 2 О.

Ліганди пов'язані з центральним атомом донорно-акцепторним зв'язком.У водному розчині комплексні сполуки можуть дисоціювати з утворенням комплексних іонів:

Cl ↔ + + Cl –

Незначною мірою відбувається дисоціація і внутрішньої сфери комплексу:

+ ↔ Ag + + 2NH 3

Мірою міцності комплексу є константа нестійкості комплексу:

К нест + = C Ag + ∙ C2 NH 3 / C Ag (NH 3) 2 ] +

Замість константи нестійкості іноді користуються зворотною величиною, яка називається константою стійкості:

До вуст = 1 / До нест

У помірно розведених розчинах багатьох комплексних солей існують як комплексні, і прості іони. Подальше розведення може спричинити повний розпад комплексних іонів.

За простою електростатичною моделлю В.Косселя та А.Магнуса, взаємодія між комплексоутворювачем та іонними (або полярними) лігандами підпорядковується закону Кулона. Стійкий комплекс виходить, коли сили тяжіння до ядра комплексу врівноважують сили відштовхування між лігандами. Міцність комплексу збільшується зі зростанням заряду ядра та зменшенням радіусу комплексоутворювача та лігандів. Електростатична модель дуже наочна, проте не в змозі пояснити існування комплексів із неполярними лігандами та комплексоутворювачем у нульовому ступені окислення; чим зумовлені магнітні та оптичні властивості з'єднань.

Наочним способом опису комплексних сполук є метод валентних зв'язків (МВС), запропонований Полінгом. В основі методу лежить ряд положень:

Зв'язок між комплексоутворювачем та лігандами донорно-акцепторний. Ліганди надають електронні пари, а ядро ​​комплексу – вільні орбіталі. Мірою міцності зв'язку служить ступінь перекривання орбіталей.

Орбіталі центрального атома, що у освіті зв'язків, піддаються гібридизації. Тип гібридизації визначається числом, природою та електронною структурою лігандів. Гібридизація електронних орбіталей комплексоутворювача визначає геометрію комплексу.

Додаткове зміцнення комплексу обумовлено тим, що поряд із зв'язками σ можуть виникати і π-зв'язки.

Магнітні властивості, що виявляються комплексом, пояснюються виходячи із заселеності орбіталей. За наявності неспарених електронів комплекс парамагнітний. Спареність електронів зумовлює діамагнетизм комплексного з'єднання.

МВС придатний описи лише обмеженого кола речовин і пояснює оптичні властивості комплексних сполук, т.к. не враховує порушених станів.

Подальшим розвитком електростатичної теорії на квантово-механічній основі є теорія кристалічного поля (ТКП). Відповідно до ТКП, зв'язок між ядром комплексу та лігандами іонний чи іон-дипольний. Основну увагу ТКП приділяє розгляду тих змін, що відбуваються у комплексоутворювачі під впливом поля лігандів (розщеплення енергетичних рівнів). Уявлення про енергетичне розщеплення комплексоутворювача може бути використане для пояснення магнітних властивостей та фарбування комплексних сполук.

ТКП прикладна лише до комплексних сполук, у яких комплексоутворювач ( d-Елемент) має вільні електрони, і не враховує частково ковалентний характер зв'язку комплексоутворювач-ліганд.

Метод молекулярних орбіталей (ММО) враховує детальну електронну структуру як комплексоутворювача, а й лігандів. Комплекс сприймається як єдина квантово-механическая система. Валентні електрони системи розташовуються на багатоцентрових молекулярних орбіталях, що охоплюють ядра комплексоутворювача та всіх лігандів. Згідно з ММО, зростання енергії розщеплення зумовлене додатковим зміцненням ковалентного зв'язку за рахунок π-зв'язування.

Комплексні з'єднання

Конспект уроку-лекції

Цілі.Сформувати уявлення про склад, будову, властивості та номенклатуру комплексних сполук; розвинути навички визначення ступеня окислення у комплексоутворювача, складання рівнянь дисоціації комплексних сполук.
Нові поняття:комплексне з'єднання, комплексоутворювач, ліганд, координаційне число, зовнішня та внутрішня сфери комплексу.
Обладнання та реактиви.Штатив із пробірками, концентрований розчин аміаку, розчини сульфату міді(II), нітрату срібла, гідроксиду натрію.

ХІД УРОКУ

Лабораторний досвід. До розчину сульфату міді(II) долити розчин аміаку. Рідина забарвиться у інтенсивний синій колір.

Що сталося? Хімічна реакція? Досі ми не знали, що аміак може реагувати із сіллю. Яка речовина утворилася? Якими є його формула, будова, назва? До якого класу з'єднань його можна віднести? Чи може аміак реагувати на інші солі? Чи є сполуки, аналогічні до цього? Відповісти на ці питання нам і належить сьогодні.

Щоб краще вивчити властивості деяких сполук заліза, міді, срібла, алюмінію, нам знатимуть комплексні сполуки.

Продовжимо наш досвід. Отриманий розчин розділимо на дві частини. До однієї частини приллємо луг. Осаду гідроксиду міді(II) Cu(OH) 2 не спостерігається, отже, в розчині немає двохзарядних іонів міді або їх замало. Звідси можна зробити висновок, що іони міді вступають у взаємодію з доданим аміаком і утворюють якісь нові іони, які не дають нерозчинної сполуки з іонами OH – .

У той самий час іони залишаються незмінними. У цьому можна переконатися, додавши до розчину аміачного розчину хлориду барію. Негайно випаде білий осад BaSO 4 .

Дослідженнями встановлено, що темно-синє забарвлення аміачного розчину обумовлено присутністю в ньому складних іонів 2+, що утворилися шляхом приєднання до іону міді чотирьох молекул аміаку. При випаровуванні води іони 2+ зв'язуються з іонами і з розчину виділяються темно-сині кристали, склад яких виражається формулою SO 4 H 2 O.

Комплексними називають сполуки, що містять складні іони та молекули, здатні до існування як у кристалічному вигляді, так і в розчинах.

Формули молекул або іонів комплексних сполук зазвичай укладають у квадратні дужки. Комплексні сполуки одержують із звичайних (некомплексних) сполук.

Приклади отримання комплексних сполук

Будівлю комплексних сполук розглядають на основі координаційної теорії, запропонованої в 1893 швейцарським хіміком Альфредом Вернером, лауреатом Нобелівської премії. Його наукова діяльність проходила у Цюріхському університеті. Вчений синтезував багато нових комплексних сполук, систематизував раніше відомі та знову отримані комплексні сполуки та розробив експериментальні методи доказу їх будови.

О.Вернер (1866–1919)

Відповідно до цієї теорії в комплексних сполуках розрізняють комплексоутворювач, зовнішнюі внутрішню сферу. Комплексоутворювачем зазвичай є катіон або нейтральний атом. Внутрішню сферу становить кілька іонів чи нейтральних молекул, які міцно пов'язані з комплексообразователем. Їх називають лігандами. Число лігандів визначає координаційне число(КЧ) комплексоутворювача.

Приклад комплексного з'єднання

Розглянута в прикладі сполука SO 4 H 2 O або CuSO 4 5Н 2 Про це кристалогідрат сульфату міді(II).

Визначимо складові інших комплексних сполук, наприклад K 4 .
(Довідка.Речовина з формулою HCN – це синильна кислота. Солі синильної кислоти називають ціанідами.)

Комплексоутворювач – іон заліза Fe 2+ , ліганди – ціанід-іони СN – , координаційне число дорівнює шести. Все, що записано у квадратних дужках – внутрішня сфера. Іони калію утворюють зовнішню сферу комплексної сполуки.

Природа зв'язку між центральним іоном (атомом) та лігандами може бути двоякою. З одного боку, зв'язок обумовлений силами електростатичного тяжіння. З іншого – між центральним атомом та лігандами може утворитися зв'язок донорно-акцепторного механізму за аналогією з іоном амонію. У багатьох комплексних з'єднаннях зв'язок між центральним іоном (атомом) та лігандами обумовлений як силами електростатичного тяжіння, так і зв'язком, що утворюється за рахунок неподілених електронних пар комплексоутворювача та вільних орбіталей лігандів.

Комплексні сполуки, що мають зовнішню сферу, є сильними електролітами і у водних розчинах дисоціюють практично націло на комплексний іон та іони зовнішньої сфери. Наприклад:

SO 4 2+ +.

При обмінних реакціях комплексні іони переходять з одних сполук до інших, не змінюючи свого складу:

SO 4 + BaCl 2 = Cl 2 + BaSO 4 .

Внутрішня сфера може мати позитивний, негативний чи нульовий заряд.

Якщо заряд лігандів компенсує заряд комплексоутворювача, такі комплексні сполуки називають нейтральними чи комплексами-неэлектролитами: вони складаються лише з комплексообразователя і лігандів внутрішньої сфери.

Таким нейтральним комплексом є, наприклад, .

Найбільш типовими комплексоутворювачами є катіони d-Елементів.

Лігандами можуть бути:

а) полярні молекули - NH3, Н2О, CO, NO;
б) прості іони - F -, Cl -, Br -, I -, H -, H +;
в) складні іони - CN -, SCN -, NO 2 -, OH -.

Розглянемо таблицю, у якій наведено координаційні числа деяких комплексоутворювачів.

Номенклатура комплексних з'єднань. У з'єднанні спочатку називають аніон, а потім катіон. При вказівці складу внутрішньої сфери насамперед називають аніони, додаючи до латинської назви суфікс - про-, наприклад: Cl - хлоро, CN - ціано, OH - гідроксо і т.д. Далі називають нейтральні ліганди та насамперед аміак та його похідні. У цьому користуються термінами: для координованого аміаку – аммін, для води – аква. Число лігандів вказують грецькими словами: 1 – моно, 2 – ді, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Потім переходять до назви центрального атома. Якщо центральний атом входить до складу катіонів, використовують російську назву відповідного елемента і в дужках вказують його ступінь окислення (римськими цифрами). Якщо центральний атом міститься в аніоні, то використовують латинську назву елемента, а наприкінці додають закінчення - ат. Що стосується неелектролітів ступінь окислення центрального атома не наводять, т.к. вона однозначно визначається за умови електронейтральності комплексу.

приклади.Щоб назвати комплекс Сl 2 визначають ступінь окислення (С.О.)
хкомплексоутворювача – іона Cu х+ :

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

Аналогічно знаходять ступінь окислення іона кобальту:

y + 2 (–1) + (–1) = 0,y = +3, С.О.(Со) = +3.

Чому дорівнює координаційне число кобальту у цьому соединении? Скільки молекул та іонів оточує центральний іон? Координаційне число кобальту дорівнює шести.

Назву комплексного іона пишуть в одне слово. Ступінь окислення центрального атома позначають римською цифрою, поміщеною у круглі дужки. Наприклад:

Cl 2 - хлорид тетрааммінмеді(II),
NO 3 – нітрат дихлороакватріаммінкобальту(III),
K 3 - гексаціаноферрат(III) калію,
K 2 – тетрахлороплатинат(ІІ) калію,
- дихлоротетрааммінцинк,
H 2 – гексахлороолов'яна кислота.

На прикладі кількох комплексних сполук визначимо структуру молекул (іон-комплексоутворювач, його С.О., координаційне число, ліганди, внутрішню та зовнішню сфери), дамо назву комплексу, запишемо рівняння електролітичної дисоціації.

K 4 – гексаціаноферрат(II) калію,

K 4 4K + + 4– .

H – тетрахлорозолота кислота (утворюється при розчиненні золота у «царській горілці»),

H H + + -.

OH – гідроксид діаммінсрібла (I) (ця речовина бере участь у реакції «срібного дзеркала»),

OH + + OH – .

Na – тетрагідроксоалюмінат натрію,

Na Na + + – .

До комплексних сполук відносяться і багато органічних речовин, зокрема, відомі вам продукти взаємодії амінів з водою та кислотами. Наприклад, солі хлорид метиламонію та хлорид феніламонію є комплексними сполуками. Відповідно до координаційної теорії вони мають таку будову:

Тут атом азоту – комплексоутворювач, атоми водню при азоті, радикали метил та феніл – ліганди. Разом вони утворюють внутрішню сферу. У зовнішній сфері знаходяться хлорид-іони.

Багато органічних речовин, що мають велике значення в життєдіяльності організмів, є комплексними сполуками. До них відносяться гемоглобін, хлорофіл, ферменти та ін.

Комплексні сполуки знаходять широке застосування:

1) в аналітичній хімії для визначення багатьох іонів;
2) для поділу деяких металів та отримання металів високого ступеня чистоти;
3) як барвники;
4) усунення жорсткості води;
5) як каталізатори важливих біохімічних процесів.