Комплексные соединения

Основные положения координационной теории. Комплексообразователи: положительные ионы неметаллов, ионы металлов, нейтральные атомы. Номенклатура комплексных соединений и порядок перечисления ионов и лигандов. Понятие константы нестойкости комплекса.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 08.08.2015
Размер файла 142,9 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Комплексные соединения

Основные положения координационной теории

Из предыдущего курса мы помним, что силы притяжения существуют не только между атомами, но и между молекулами. Взаимодействие молекул приводит к образованию других, более сложных молекул. Например, газообразные вещества при соответствующих условиях переходят в жидкое и твердое агрегатное состояния. Любое вещество в какой-то мере растворимо в другом, что свидетельствует об их взаимодействии. Во всех случаях наблюдается взаимная координация взаимодействующих частиц, которую можно определить как комплексообразование.

Первые комплексные соединения были синтезированы в середине прошлого века. В 1893 году швейцарский химик Вернер опубликовал координационную теорию. Большой вклад в развитие химии комплексных соединений внесли русские ученые: Л. А. Чугаев и другие.

Для того чтобы наглядно представить себе механизм образования комплексных соединений, рассмотрим следующий пример.

Если к раствору иодида калия прилить раствор хлорида ртути (II), то в результате реакции обмена выпадает осадок иодида ртути (II) красного цвета:

HgCl2 + 2KI = vHgI2 + 2KCl.

Казалось бы, на этом реакция должна закончиться. Однако, если прилить избыток иодида калия, то осадок иодида ртути растворится и снова образуется бесцветный раствор, если этот раствор осторожно упарить, то можно получить желтоватые кристаллы состава К2HgI4. Очевидно HgI2 может реагировать с KI по следующему уравнению:

HgI2 + 2KI = К2[HgI4].

Рассмотренное соединение К2[HgI4] диссоциирует следующим образом:

К2HgI4 = 2К+ + [HgI4]2-.

Таким образом, в состав соединения К2[HgI4] входят ионы [HgI4]2-, которые, в отличие от образующих их простых ионов Hg2+ и I-, были названы комплексными (сложными) ионами.

Итак, комплексными соединениями называют молекулярные соединения, в состав которых входят сложные (комплексные) ионы, способные к существованию, как в кристалле, так и в растворе.

По теории Вернера в структуре комплексных соединений различают координационную (внутреннюю) сферу, состоящую из центральной частицы (комплексообразователя) и координируемых вокруг него окружающих его лигандов (ионы, молекулы). Ионы, находящиеся за пределами координационной сферы, образуют внешнюю сферу комплекса. В формулах комплексных соединений внутренняя координационная сфера заключается в квадратные скобки:

Центральный атом координирует лиганды, геометрически правильно располагая их в пространстве. Поэтому комплексные соединения часто называют координационными.

Число лигандов в комплексе называется координационным числом (К.Ч.) комплексообразователя. Для рассмотренного комплексного соединения К.Ч.=4 оно показывает число мест во внутренней сфере комплексного соединения или число мест вокруг комплексообразователя, на которых могут разместиться лиганды. К.Ч. бывает от 2 до 12. Часто встречаются комплексные соединения с К.Ч. = 4 или 6, затем 8 или 2.

Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ей по знаку. Во внешней сфере комплексного соединения К3[Fe(CN)6] находятся три положительно заряженных иона калия. Следовательно, сам комплексный ион имеет три отрицательных заряда. Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и сумме зарядов лигандов. Отсюда в K3[Fe(CN)6] степень окисления железа равна +3.

Комплексообразователями могут быть:

а) положительные ионы неметаллов: Si+4, P+5, B+3, H2[SiF6], K[PF6] ; и др.

б) ионы металлов, преимущественно d-элементов: Cu+2, Ag+, Au+3, Cr+3, Pt+4;

в) нейтральные атомы: Fe, Ni;

Лигандами могут быть:

а) нейтральные молекулы: CO, NH3, H2O, NO, N2H4 (гидразин), C6H5N (пиридин), NH2 - CH2 - CH2 - NH2 (этилендиамин);

б) отрицательные ионы: F-, CI-, Br-, OH- (гидроксо), CN- (циано), CNS- (родано), NO2- (нитро), O2- (оксо), S2- (серо), CIO4- (перхлорато).

Лиганды, занимающие во внутренней координационной сфере одно место, называются монодентатными, а два или несколько мест - соответственно би- и полидентатными.

Примерами бидентптных лигандов могут служить оксалат-ион С2О42- и молекула этилендиамина NH2-CH2-CH2-NH2.

Номенклатура комплексных соединений

Многие комплексные соединения до сих пор сохранили свои исторические названия, связанные с их цветом или именем ученого, их синтезировавшего. В настоящее время принципы наименования комплексных соединений утверждены комиссией по номенклатуре IUPAC. Ниже приведены основные правила, заимствованные из материалов этой комиссии, с учетом особенностей номенклатуры соединений, принятой в русском языке.

Порядок перечисления ионов. Первым называют анион, затем катион:

[Ag(NH3)2]Cl -- хлорид диамминсеребра (I),

K2[CuCl3] -- трихлорокупрат (I) калия.

При этом в названии комплексного аниона употребляется корень латинского наименования комплексообразователя, а в названии комплексного катиона -- его русское наименование в родительном падеже:

K3[Fe(CN)6] -- гексацианоферрат (III) калия,

[Fе(NН3)6]СI3 -- хлорид гексаамминжелеза (III).

Порядок перечисления лигандов. Лиганды в комплексе перечисляются в следующем порядке: а) анионные; б) нейтральные; в) катионные без разделения друг от друга дефисом. Анионы перечисляются в порядке О2-, ОН-, простые анионы, полиатомные анионы и, наконец, органические анионы в алфавитном порядке: [PtEn(NH3)2(NO2)Cl]SO4 сульфатхлоронитродиамминэтилендиамин платины (IV)

Окончания координационных групп. Нейтральные группы называются так же, как молекулы. Исключениями являются аква (H2O) и аммин (NH3). К отрицательно заряженным ионам прибавляют соединительную гласную "о": [Co(NH3)6][Fe(CN)6]- -гексацианоферрат(IV)гексаамминкобальта(III)Приставки, указывающие число лигандов: ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д., используются перед простыми лигандами (дихлоро-, триоксалато-, тетраоксо-, гексагидроксо-): K4[SnF8] -- октофторостаннат (IV) калия.

Приставки "бис", "трис" используют перед лигандами со сложным названием, где в самом названии лиганда уже имеются приставки (моно-, ди- и т.д.). Названия таких лигандов заключают в скобки: [Fе(Еn)3]СI3 -- хлорид трис(этилендиамин)железа (III).

Окончания названий комплексов. Характерным окончанием для анионных комплексов является "ат" или "овая", если называется кислота. Для катионных и нейтральных комплексов типичных окончаний нет: K3[Co(CN)6] - гексацианокобальтат (III) калия, H2[Pt(CN)6] - гексацианоплатиновая (IV) кислота, или гексацианоплатинат (IV) водорода.

Состояние окисления. Степень окисления комплексообразователя обозначается цифрами в скобках после его названия. [Сu (NН3)2]ОН -- гидроксид диамминмеди (I).

При названии электронейтральных комплексных соединений степень окисления комплексообразователя не указывается. Например,

[Co(NH3)3(NO2)3] - тринитритотриамминкобальт,

[Pt(NH3)2Cl4] - тетрахлородиамминплатина.

Классификация комплексных соединений

Применяющиеся системы классификации комплексных соединений основываются на различных принципах.

По принадлежности к определенному классу соединений различают:

комплексные кислоты - H2[SiF6], H[AuCI4];

комплексные основания - [Ag(NH3)2]OH, [Со(Еn)3](ОН)3;

комплексные соли - K2[HgI4], [Сг(Н2O)6]СI3.

По природе лигандов. Если лигандом является вода, комплексы называются аквакомплексами: [Со(Н2О)6]SO4, [Сu(Н2O)4](NO3)2. Комплексы, образованные аммиаком, - амминокомплексы: [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4, [Со(NН3)6]СI2. . Соединения с ОН- - группами в виде лигандов называют гидроксокомплексами, например, К3[АI(ОН)6].Оксалатные, карбонатные, цианидные, галогенидные и другие комплексы, содержащие в качестве лигандов анионы различных кислот, называют ацидокомплексами. Например, K4[Fe(CN)6] и K2[HgI4] - цианидный и иодидный ацидокомплексы

По знаку заряда комплекса различают:

катионные комплексы: [Со(NН3)6]СI3, [Zn(NH3)4]CI2;

анионные комплексы: Li[AlH4], К2[Ве(СО3)2];

нейтральные комплексы: [Pt(NH3)2Cl2], [Co(NH3)3Cl3].

Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы. Более сложными являются бикомплексы, состоящие из комплексных катионов и анионов, например, [Co(NH3)6][Fe(CN)6].

Циклические или хелатные (клешневидные) компелексные соединения содержат би- или полидентатный лиганд, который образует с центральным атомом замкнутый цикл, как бы захватывая его подобно клешням рака, благодаря чему эти соединения отличаются большой прочностью.

В этих комплексах символом Ме обозначен атом комплексообразователя, а стрелкой - координационная связь. Примером может служить оксалатный комплекс железа (III) [Fe(C2O4)2]2+.

Особой и очень важной группой хелатов являются так называемые внутрикомплексные соединения, в которых один и тот же лиганд связан с комплексообразователем как обычной, так и донорно-акцепторной связью. Примером может служить открытый Л.А. чугаевым в 1905 г. диметилглиоксимат никеля:

Из формулы диметилглиоксимата никеля

следует, что вокруг никеля координированы только атомы азота и существуют пятичленные циклы. Кроме того, благодаря наличию водородных связей образуются еще две циклические группировки, увеличивающие устойчивость молекул.

Важнейшими представителями внутрикомплексных соединений являются природные вещества гемоглобин и хлорофилл. Комплексообразователем гемоглобина является ион железа Fe2+. К гемоглобину могут присоединяться молекулы кислорода О2 и оксида углерода СО; в первом случае образуется оксигемоглобин, во втором - карбоксигемоглобин.

В легких гемоглобин присоединяет кислород воздуха и в виде оксигемоглобина переносит его до самых мелких кровеносных капилляров. Так как парциальное давление кислорода в этих капиллярах гораздо меньше, чем в легких, оксигемоглобин распадается на гемоглобин и кислород. Последний потом используется для осуществления различных ферментативных процессов окисления органических веществ.

Устойчивость карбоксигемоглобина гораздо выше устойчивости оксигемоглобина, чем и объясняется ядовитость оксида углерода СО. При вдыхании воздуха, содержащего СО, в легких образуется не оксигемоглобин, а более устойчивый карбоксигемоглобин. Тем самым прекращается снабжение клеток кислородом, необходимым для протекания процессов жизнедеятельности.

Строение хлорофилла с точки зрения химии комплексных соединений подобно строению гемоглобина, однако комплексообразователем в хлорофилле является ион Mg2+. Хлорофилл играет важнейшую роль в процессах фотосинтеза, протекающих во всех зеленых растениях.

Устойчивость комплексных соединений

Константа нестойкости. Двойные соли

При растворении в воде комплексные соединения обычно распадаются так, что внутренняя сфера ведет себя как единое целое:

[Ag(NH3)2]Cl[Ag(NH3)2]+ +Cl-

K[Ag(CN)2] К+ + [Ag(СN)2]-.

Наряду с этим процессом, хоть и в незначительной степени, происходит диссоциация внутренней сферы комплекса (т.е. процесс обратим):

[Ag(NH3)2]+ Ag+ + NH3

[Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN-.

Применив к этим равновесиям выражение для константы ионизации, получим соотношение, называемое константой нестойкости комплекса:

;

комплексный соединение координационный лиганд

Константа нестойкости комплексного иона Кн характеризует прочность (или устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения: чем меньше Кн, тем более устойчив комплексный ион. В приведенных примерах комплексный ион [Ag(CN)2]- более устойчив, чем комплексный ион [Ag(NH3)2]+, поэтому второй ион может быть легко разрушен за счет образования первого иона:

[Ag(NH3)2]+ + 2СN- = [Ag(CN)2]- + 2NH3.

Двойные соли также относятся к числу комплексных соединений, ибо принципиального различия между двойными солями и комплексными соединениями нет. Отличаются они лишь диссоциацией комплексного иона: у первых она практически полная. у вторых - незначительная. Например, двойной хлорид калия и меди 2KCl • CuCl2 • 2H2O можно рассматривать как комплексное соединение К2[CuCl4] • 2H2O диссоциация которого происходит следующим образом:

К2[CuCl4] • 2H2O = 2К+ + [CuCl4]2- + 2H2O;

[CuCl4]2- - Cu2+ + 4Cl-.

В данном случае комплексный ион устойчив только в концентрированных растворах, при комнатной температуре константа нестойкости этого иона велика.

1.5 Химическая связь в комплексных соединениях

Согласно теории валентных связей, при образовании комплексов возникают донорно-акцепторные связи за счет неподеленных электронных пар лигандов Эти электронные пары поступают в общее пользование лиганда и центрального иона, занимая при этом свободные гибридные орбитали комплексообразователя. например:

Cu+ + 2NH3 = [Cu(NH3)2]4;

Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+.

Ионы Cu+ и Zn2+ имеют законченный третий электронный уровень, а в следующем, четвертом, имеются свободные s- и p-орбитали.

В комплексе [Cu(NH3)2]4 две электронные пары молекул NH3 занимают две sp-гибридные орбитали, следовательно, образуется линейная структура комплекса:

В комплексе [Zn(NH3)4]2+ четыре электронные пары занимают четыре sp3-гибридные орбитали, следовательно, комплекс имеет тетраэдрическое строение:

При образовании донорно-акцепторных связей в комплексах могут использоваться не только s- и р-орбитали, но и d-орбитали. В этом случае возникает гибридизация с участием d-орбиталей (табл.1)

Таблица 1

Вид гибридизации и структура комплексов определяются в основном электронным строением центрального иона, а также зависят от природы лигандов. Например, ион Ni2+ имеет конфигурацию внешнего электронного уровня d8:

При образовании комплекса с ионами Cl-, сравнительно слабо взаимодействующими с ионами Ni2+ (ибо ион Cl- имеет большой радиус), электронные пары поступают на орбитали следующего электронного уровня:

С молекулами NH3 ион Ni2+ взаимодействует сильнее, чем с ионами Cl-, поэтому он присоединяет 6 молекул NH3, образуя ион [Ni(NH3)6]2+, имеющий следующее строение:

Как и в предыдущем примере, в этом комплексе имеются неспаренные электроны, следовательно, оба комплекса обладают магнитными свойствами, т.е. они парамагнитны.

Еще более сильно ион Ni2+ взаимодействует с ионами CN-. В этом случае происходит спаривание двух d-электронов иона Ni2+, и образовавшиеся свободная ячейка заполняется электронной парой иона CN-:

Поскольку в этом комплексе нет неспаренных электронов, то он не обладает магнитными свойствами. т.е. он диамагнитен.

Из рассмотренных примеров видно, что гибридизация с участием d-орбиталей может быть двух видов: с использованием внешних d-орбиталей (4d в случае [Ni(NH3)6]2+) и с использованием внутренних d-орбиталей (3d для [Ni(СN)4]2-).

В случае "внешней" гибридизации связь лигандов с комплексообразователями слабее, чем при наличии "внутренней" гибридизации. Поэтому один из лигандов сравнительно легко может отделиться от комплекса, предоставив свое место другой частице. например, комплекс [Fe(NH3)6]2+, в котором имеет место "внешняя" гибридизация, гораздо более реакционноспособная, чем [Fe(СN)6]2-, где гибридизация "внутренняя".

Примеры "внешней" и "внутренней" гибридизации:

В заключение следует отметить огромное значение комплексных соединений, чем тех, которые называются простыми.

Минералы, окружающей нас природы, а также сложнейшие химические вещества животного организма и растений в большинстве своем представляют собой комплексные соединения. Например, как отмечалось выше, гемоглобин (красящее вещество крови, переносчик кислорода) является комплексным соединением железа, а хлорофилл (зеленый пигмент растений, катализирующий процесс ассимиляции СО2) - это комплексное соединение магния.

Комплексные соединения широко применяются в современной химии и химической технологии. Ими пользуются для получения химически чистых металлов: платины, золота, родия, индия, урана, церия, циркония и др. Их применяют в аналитической химии для быстрого обнаружения того или иного элемента и количественного отделения его от других.

Комплексные соединения имеют большое значение не только для практической химии и технологии, но и теоретической точки зрения. Изучение их строения и свойств заставило пересмотреть некоторые уже устоявшиеся понятия в химии и привело к открытию новых закономерностей.

Библиографический список

1. Карапетьянц М. Х. , Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 1993. - 590 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. - М.: Высш. шк., 2001. -679 с.

3. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1997. 527 с.

4. Дроздов Д.А, Зломанов В.П., Мазо Г.Н., Спиридонов Ф.М. Неорганическая химия. В 3-х томах. Т.2. Химия непереходных элементов. / Под ред. Ю.Д. Третьякова -М.: Изд. "Академия", 2004, 368с.

5. Тамм И.Е., Третьяков Ю.Д. Неорганическая химия: В 3-х томах, Т.1. Физико-химические основы неорганической химии. Учебник для студентов ВУЗв / Под ред. Ю.Д. Третьякова -М.: Изд. "Академия", 2004, 240с.

6. Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия. Учеб. Пособие. /Под ред В.И. Деляна-М.: Изд. МИСИС: ИНФРА-М, 2004, 512с.

7. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизичческая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для ВУЗов. /Под ред. Ю.А. Ершова. 3-е изд., -М.: Интеграл-Прес, 2007. 728 с.

8. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебное пособие для ВУЗов. Изд. 30-е исправленное./ Под ред. А.И. Ермакова. -М.: Интеграл-Пресс, 2007, 728 с.

9. Черных, М.М. Овчаренко. Тяжелые металлы и радионуклиды в биогеоцинозах. -М.: Агроконсалт, , 2004.

10. Н.В. Гусакова Химия окружающей среды. -Ростов-на-Дону, Феникс, 2004.

11. Балецкая Л.Г. Неорганическая химия. -Ростов-на-Дону, Феникс, 2005.

12. М. Хенце, П. Армоэс, Й. Ля-кур-янсен, Э. Арван. Очистка сточных вод. -М.: Мир, 2006.

13. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк., 1998. -558 с.

14. Петрова В.В. и др. Обзор свойств химических элементов и их соединений. Учебное пособие по курсу "Химия в микроэлектронике". - М.: Изд-во МИЭТ, 1993. -108 с.

15. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. - М.: Высш. шк., 1983. -511 с.

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Общая характеристика комплексных соединений металлов. Некоторые типы комплексных соединений. Комплексные соединения в растворах. Характеристика их реакционной способности. Специальные системы составления химических названий комплексных соединений.

    контрольная работа [28,1 K], добавлен 11.11.2009

  • Описание процесса диссоциации солей. Комплексные соединения и положения координационной теории Вернера и Чугаева. Характеристики лигандов: дентантность, внутренняя и внешняя сфера, координационное число. Пространственное строение комплексного иона.

    презентация [152,7 K], добавлен 19.03.2014

  • Понятие комплексного химического соединения, его номенклатура и содержание координационной теории Вернера. Изучение типов центральных атомов и лигандов, теория кристаллического поля. Спектры и магнитные свойства комплексов, их устойчивость в растворе.

    лекция [1014,9 K], добавлен 18.10.2013

  • Определение комплексных соединений и их общая характеристика. Природа химической связи в комплексном ионе. Пространственное строение и изомерия, классификация соединений. Номенклатура комплексных молекул, диссоциация в растворах, реакции соединения.

    реферат [424,7 K], добавлен 12.03.2013

  • Роль и значение комплексных соединений в современной науке, их классификация. Основные положения координационной теории А. Вернера. Лиганды и их виды. Теории химической связи в координационных соединениях, магнитные и оптические свойства комплексов.

    курсовая работа [9,0 M], добавлен 22.03.2011

  • Основные понятия координационной химии. Номенклатура и классификация комплексов. Моноядерные и полиядерные, нейтральные, анионные и катионные комплексы. Координационное число КЧ. Классификация комплексов по специфике электронной конфигурации лигандов.

    реферат [2,3 M], добавлен 27.01.2009

  • Комплексные соединения как обширный класс химических веществ, количество которых значительно превышает число обычных неорганических соединений. Роль геометрической изомерии в становлении и утверждении координационной теории, анализ разновидностей.

    контрольная работа [393,5 K], добавлен 12.03.2015

  • Основные понятия комплексных соединений, их классификация и разновидности, направления практического использования, типы изомерии. Химическая связь и конфигурация комплексных соединений, определение их устойчивости, методы ее практического повышения.

    курсовая работа [912,8 K], добавлен 07.04.2011

  • Характеристика, классификация и химические основы тест-систем. Средства и приёмы анализа различных объектов окружающей среды с использованием тест-систем. Определение ионов кобальта колориметрическим методом из растворов, концентрации ионов меди.

    дипломная работа [304,6 K], добавлен 30.05.2007

  • Понятия и принципы квантовой механики (неопределенности и суперпозиции). Водородоподобные атомы и ионы. Квантовые числа и волновые функции электрона. Многоэлектронные атомы, электронные конфигурации и атомные термы. Периодические свойства элементов.

    лекция [741,9 K], добавлен 18.10.2013

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.