Комплексные соединения
Комплексные соединения
Комплексные соединения
Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы комплексные ионы , способные к самостоятельному существованию. Значение комплексных соединений для различных областей техники очень велико. Способность веществ образовывать комплексные соединения используется для разработки эффективных методов получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей, лекарственных препаратов, очистки природных и сточных вод, растворения накипи в парогенераторах и т. Первые комплексные соединения были синтезированы в середине 19 века. Основоположником теории комплексных соединений стал швейцарский ученый Вернер, разработавший в г. Большой вклад в химию комплексных соединений внесли русские ученые Л. Черняев и их ученики. В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Внутреннюю сферу называют комплексом. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, или атом внутренней среды занимает центральное место и называется комплексообразователем. В формуле комплекса внутренней сферы комплексообразователь указывается первым. Вокруг комплексообразователя расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами или аддендами. В данном случае это а ионы F — и б молекулы NН 3. Лигандами в комплексных соединениях могут служить анионы F — , OH — , CN — , CNS — , NO 2 — , CO 3 2— , C 2 O 4 2— и др. Число координационных мест, занятых лигандами вокруг комплексообразователя в простейших случаях - число лигандов, окружающих комплексообразователь , называется координационным числом к. Координационные числа различных комплексообразователей имеют значение от 2 до Ниже сопоставлены наиболее характерные координационные числа в растворах и заряд центрального иона комплексообразователя: В рассмотренных примерах координационные числа комплексообразователей составляют: Лиганды , занимающие во внутренней координационной сфере одно координационное место, называются монодентатными. Лиганды, занимающие во внутренней сфере два или несколько мест до восьми за счет образования с комплексообразователем соответствующего числа химических связей, называются полидентатными. Примерами монодентатных лигандов являются ионы Сl — , F — , ОН — , молекулы NН 3 , Н 2 О, СО и др. В качестве бидентатных лигандов часто выступают ионы СО 3 2— , SО 4 2— и им подобные. Одним из наиболее важных полидентатных лигандов гексадентатным является анион этилендиаминтетрауксусной кислоты ЭДТА:. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю координационную сферу соединения или комплекс. Заряд комплекса равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов; при этом заряд комплексообразователя принимается равным его степени окисления. Ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от комплексообразователя центрального иона и составляют внешнюю координационную сферу. Внешняя сфера содержит положительно заряженные ионы, если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно, или отрицательные заряженные ионы, если комплексный ион заряжен положительно. В случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует. Заряд внешней сферы численно равен суммарному заряду внутренней сферы и противоположен ему по знаку. Следовательно, заряд комплекса комплексного иона равен Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных ионов. Сумма зарядов всех частиц, входящих в комплексное соединение, равняется нулю. Названия комплексных соединений солей образуют по общему правилу: Последним называется комплексообразователь в родительном падеже с указанием степени его окисления в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя. Если металл образует ион с одной степенью окисления, то она в название комплекса может не входить. Например, [Zn NH 3 4 ]Cl 2 — дихлорид тетраамминцинка. Ba[Cr NH 3 2 SCN 4 ] 2 — тетрароданодиамминхромат III бария;. Названия нейтральных комплексных частиц образуются так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень его окисления не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса. Комплексные соединения очень разнообразны по строению и свойствам. Системы их классификации основываются на различных принципах:. По характеру электрического заряда различают катионные, анионные и нейтральные комплексы. Карбонилы металлов — комплексные соединения, в которых лигандами служат молекулы оксида углерода II. Например, [Fe CO 5 ] — пентакарбонилжелезо. Ацидокомплексы — комплексные соединения, в которых лигандами являются кислотные остатки - анионы каких-либо кислот F — , Cl — , Br — , I — , CN — , NO 2 — , SO 4 2— , PO 4 3— и др. К ацидокомплексам относятся двойные соли и гидроксокомплексы у них лиганд гидроксид — ион ОН —. Между этими классами существуют переходные ряды, которые включают комплексы с различными лигандами. По химическим свойствам различают кислоты, основания, соли, неэлектролиты: Образование химических связей в комплексных соединениях. Для объяснения образования и свойств комплексных соединений в настоящее время применяют ряд теорий:. Согласно МВС при образовании комплексов между комплексообразователем и лигандами возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму. Комплексообразователи имеют вакантные орбитали, то есть играют роль акцепторов. Как правило, в образовании связей участвуют различные вакантные орбитали комплексообразователя, поэтому происходит их гибридизация. Лиганды имеют неподеленные пары электронов и играют роль доноров в донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи. Электронные формулы валентных электронов:. При взаимодействии иона цинка с молекулами аммиака, атомы азота которого имеют неподеленные пары электронов: NН 3 , образуется комплекс:. Пространственная структура комплекса определяется типом гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя в данном случае тетраэдр. Координационное число зависит от числа вакантных орбиталей комплексообразователя. При образовании донорно-акцепторных связей в комплексах могут использоваться не только s- и р- орбитали, но и d- орбитали. В этих случаях происходит гибридизация с участием d-орбиталей. Ниже в таблице приведены некоторые виды гибридизации и соответствующие им пространственные структуры:. Таким образом, МВС позволяет предсказать состав и структуру комплекса. Однако этот метод не может объяснить такие свойства комплексов, как прочность, цвет и магнитные свойства. Вышеуказанные свойства комплексных соединений описывает теория кристаллического поля. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения сильно различаются по устойчивости. Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами ионная связь и легко отщепляются в водном растворе подобно ионам сильных электролитов. Диссоциация распад комплексного соединения на ионы внешней сферы и комплексный ион комплекс называется первичной. Она протекает почти нацело, до конца, по типу диссоциации сильных электролитов. Например, процесс первичной диссоциации при растворении тетрафторобериллата калия может быть записан по схеме: Лиганды , находящиеся во внутренней сфере комплексного соединения, связаны с комплексообразователем прочными ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму, и диссоциация комплексных ионов в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени по типу диссоциации слабых электролитов, то есть обратимо до установления состояния равновесия. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации. Например, ион тетрафторобериллат диссоциирует лишь частично, что выражается уравнением. Диссоциация комплекса как обратимый процесс характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплекса К н. К н — табличная справочная величина. Константы нестойкости, в выражения которых входят концентрации ионов и молекул, называются концентрационными. Более строгими и не зависящими от состава и ионной силы раствора являются К н , содержащие вместо концентрации активности ионов и молекул. Значения К н различных комплексов колеблются в широких пределах и могут служить мерой их устойчивости. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости. Как и любая константа равновесия, константа нестойкости зависит только от природы комплексного иона, комплексообразователя и лигандов, растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации активности веществ в растворе. Чем больше заряды комплексообразователя и лигандов и чем меньше их радиусы, тем выше устойчивость комплексов. Прочность комплексных ионов, образованных металлами побочных подгрупп, выше прочности ионов, образованных металлами главных подгрупп. Процесс распада комплексных ионов в растворе протекает многоступенчато, с последовательным отщеплением лигандов. Для сравнительной оценки прочности различных комплексных ионов пользуются не константой диссоциации отдельных ступеней, а общей константой нестойкости всего комплекса, которую определяют перемножением соответствующих констант ступенчатой диссоциации. Для характеристики прочности устойчивости комплексов применяют также величину, обратную константе нестойкости, ее называют константой устойчивости К уст или константой образования комплекса:. Равновесие диссоциации комплексного иона может смещаться избытком лигандов в сторону его образования, а уменьшение концентрации одного из продуктов диссоциации, наоборот, может привести к полному разрушения комплекса. С помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы или комплексные ионы. Хотя все зависит от произведения растворимости ПР соли, образование которой протекало бы при добавлении соответствующих растворов в качественных реакциях. В этом можно убедиться на основании следующих реакций. Однако после прибавления к раствору комплекса йодида калия выпадает осадок йодида серебра. Это доказывает, что ионы серебра все же имеются в растворе. Точно так же при действии раствора Н 2 S получается осадок сульфида серебра Аg 2 S, произведение растворимости которого равно 10 — Комплексные соединения с малоустойчивой внутренней сферой называют двойными солями. Обозначают их иначе, а именно — как соединения молекул. Двойные соли можно рассматривать как соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся одинаковые анионы, но разные катионы; химические связи в этих соединениях носят преимущественно ионный характер и поэтому в водных растворах они диссоциируют практически полностью на отдельные ионы. Если, например, растворить в воде хлорид калия и меди II , то происходит диссоциация по типу сильного электролита:. Все образовавшиеся в растворе двойной соли ионы можно обнаружить с помощью соответствующих качественных реакций. Реакции в растворах комплексных соединений. Смещение равновесия в обменных реакциях в растворах электролитов с участием комплексных ионов определяется теми же правилами, что и в растворах простых некомплексных электролитов, а именно: Первый тип реакции реализуется в тех случаях, когда это приводит к образованию нерастворимых и малорастворимых соединений. Реакции второго типа возможны в тех случаях, когда это приводит к образованию более устойчивого комплекса, то есть с меньшим значением К н , например:. При близких значениях К н возможность такого процесса определяется избытком конкурирующего лиганда. Для комплексных соединений возможны и окислительно-восстановительные реакции, проходящие без изменения атомного состава комплексного иона, но с изменением его заряда, например:. Только сон приблежает студента к концу лекции. А чужой храп его отдаляет. Прерывные соединения - диартрозы суставы II. Способы соединения главных трезвучий II. Сульфирование комплексными соединениями триоксида серы А. С - Оксиметилирование аренов формальдегидом идет только с активированными соединениями Аминокислоты — амфотерные соединения-, они образуют соли с основаниями за счет карбоксильной группы и с кислотами за счет аминогруппы Аминоспирты. Аминоспирты — соединения со смешанными функциями, в молекуле которых содержатся амино- и оксигруппы Блокировкой его активных центров углистыми отложениями коксом или металлоорганическими соединениями, содержащимися в нефтяном сырье Болтовые соединения металлических конструкций Введение в теорию полей. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права?
Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе в отличие от двойных солей. Комплексные соединения разнообразны и многочисленны. Применяются в химическом анализе, в технологии при получении ряда металлов золота, серебра, металлов платиновой группы и др. Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности организмов; например, гемоглобин, хлорофилл являются комплексными соединениями. Комплексные координационные соединения чрезвычайно широко распространены в живой и неживой природе, применяются в промышленности, сельском хозяйстве, науке, медицине. Так, хлорофилл - это комплексное соединение магния с порфиритами, гемоглобин содержит комплекс железа II с порфиритовыми циклами. Многочисленные минералы, как правило, представляют собой координационные соединения металлов. Значительное число лекарственных препаратов содержит комплексы металлов в качестве фармакологически активных веществ, например инсулин комплекс цинка , витамин B12 комплекс кобальта , платинол комплекс платины и т. В широком смысле слова почти все соединения металлов можно считать комплексными соединениями. Основателем координационной теории комплексных соединений является швейцарский химик Альфред Вернер - ; за работы в этой области ему в году была присуждена Нобелевская премия по химии. Комплексные соединения образуют как металлы, так и неметаллы. В дальнейшем мы будем рассматривать в основном комплексные координационные соединения металлов. Комплексное соединение сокращенно - комплекс состоит из центрального атома металла-комплексообразователя M здесь не указан его заряд , с которым связаны лиманды L старое название - адденды. Атом M и лиманды L образуют внутреннюю сферу комплекса или внутреннюю координационную сферу. Внутренняя координационная сфера обычно при написании формулы соединения заключается в квадратные скобки. Лимандами могут быть нейтральные молекулы обычно основного характера , отрицательно заряженные анионы ацидогруппы. Простые положительно заряженные катионы в роли лимандов не выступают. Если внутренняя сфера комплекса несет отрицательный или положительный заряд, то для компенсации этого заряда поскольку все индивидуальные соединения электронейтральны необходимы ионы, образующие внешнюю сферу. Во внешней сфере могут находиться не только ионы, но и нейтральные молекулы, очень часто - молекулы воды. Здесь в роли центрального атома металла-комплексообразователя выступает железо II , в роли лимандов - шесть одинаковых цианогрупп CN-. Вместе атом железа II и шесть цианогрупп образуют внутреннюю координационную сферу комплекса, что в написанной выше химической формуле соединения обозначено квадратными скобками. Рассмотрим теперь комплексы платины II состава транс-[Pt NH3 2Cl2], [Pt NH3 4 ]Cl2 и K2 [PtCl4]. В первом комплексе внешняя сфера отсутствует, поскольку внутренняя координационная сфера электронейтральна. Иногда в роли внешней сферы одного комплекса выступает внутренняя сфера другого комплекса, например, в соединениях состава. Нейтральные молекулы но не ионы! В комплексе никеля II состава NiI2 " 10A, где A - молекула карбамида мочевины OC NH2 2 , на один атом никеля приходятся десять молекул карбамида, однако только шесть из них входят во внутреннюю сферу комплекса; четыре остальные молекулы карбамида и два йодид-иона I- образуют внешнюю сферу. Эти четыре молекулы карбамида являются клатратными молекулами. Состав комплекса в целом можно представить следующим образом: Лиманд L образует с металлом-комплексообразователем M координационную связь различной химической природы ионная, ковалентная, полярная; по происхождению - донорно-акцепторная, дативная или иной природы. Координационная связь может быть ординарной одинарной , двойной, тройной. В комплексных соединениях, содержащих во внутренней сфере два атома металла-комплексообразователя, возможно в некоторых случаях существование и четверной связи одна s-связь, две p-связи и одна d-связь , например, между двумя атомами рения в комплексе [Re2Cl8 ] Это явление объясняется участием в связях валентных d- и даже f-электронов, что невозможно для обычных органических соединений со связями углерод-углерод только одинарная, двойная или тройная связь. В дальнейшем координационную связь металл-нейтральный лиманд мы будем обозначать стрелкой, направленной от лиманда к металлу: M L, например, Ag NH3 , Co H2O, Pt P CH3 3 и т. Координационную связь металл-ацидогруппа будем обозначать чертой без указания или с указанием зарядов: M-L, например, Fe-CN, Ag-S2O3 , Sbv-Cl и т. Заметим, что иногда под координационной связью подразумевают только донорно-акцепторную связь ML. Подобные терминологические разночтения обычно не приводят к недоразумениям, если ясно, о чем идет речь. Координационное число центрального атома M - это число координационных связей, образуемых атомом металла-комплексообразователя с лимандами. Координационное число может иметь значения 2; 3; 4; 5; 6 и т. Наиболее часто встречаются координационные числа 2; 4; 6; координационные числа выше 8 встречаются намного реже. Число координационных связей, образуемых одним и тем же лимандом с одним атомом металла-комплексообразователя, называется дентатностью лиманда старое название - координационная емкость. Лиманды могут быть монодентатными и полидентатными би-, три-, тетра-, пента-, гексадентатными. К монодентатным лимандам относятся F-, Cl-, Br-, I-, H-, CN-, RNH2 , NH3 , H2O и т. Они образуют только одну координационную связь если исключить из рассмотрения возможность образования мостиковых связей между двумя атомами металла. Такие связи осуществляются, например, в следующих комплексах квадратного строения:. Бидентатные лиманды функционируют, например, в комплексах [CoEn2CO3 ]- октаэдрического строения и [Pt C2O4 2]2 - квадратной конфигурации En - сокращенное обозначение молекулы этилендиамина NH2-CH2-CH2-NH В роли гексадентатного лиманда может выступать, например, анион этилендиаминтетрауксусной кислоты:. Полидентатные лиманды не обязательно должны реализовать свою максимальную дентатность; они могут занимать и меньшее число координационных мест во внутренней сфере комплекса. Иногда понятия координационного числа центрального атома M или дентатности лиманда формально становятся неопределенными, например, в ферроцене Fe C5H5 2 - ди-p-циклопентадиенилжелезе, в дибензолхроме Cr C6H6 Здесь атом металла железа или хрома связан не с каким-то определенным донорным атомом лиманда, а целиком со всем лимандом - циклопентадиенилом C5H5 однократно депротонированным оcтатком молекулы циклопентадиена C5H6 или молекулой бензола. Соединения подобного типа называют p-комплексами, или ароматическими комплексами металлов если лиманд - ароматическое соединение; понятие "p-комплекс" - более широкое, чем понятие "ароматический комплекс". Внутренняя сфера комплексов катионного типа несет положительный заряд, например: Внутренняя сфера комплексов анионного типа несет отрицательный заряд, например, [Ag S2O3 2]3 -, [Sb OH 6]-, [Co NO2 6]3 -, [HgI4]2 -, [Pt SCN 4]2 -, [PtVF6]- и т. Внутренняя сфера комплексов-неэлектролитов не несет никакого электрического заряда, например: Если комплекс содержит только один атом металла-комплексообразователя, то он называется одноядерным моноядерным ; если он содержит два или более атомов центрального металла, то он называется многоядерным или полиядерным биядерным, триядерным и т. Так, например, комплекс палладия II [PdCl4]2 -, имеющий только один центральный атом - атом палладия II , является одноядерным, а комплекс платины II [Pt2 NH3 2Cl2], содержащий два атома платины II , - биядерным. Если полиядерные комплексы содержат атомы металла одинаковой химической природы, то они называются гомометаллическими; если же в полиядерном комплексе имеются атомы металла-комплексообразователя разной химической природы, то такие комплексы называются гетерометаллическими. Так, из двух биядерных комплексов. Если лиманд связан в полиядерном комплексе одновременно с двумя или даже с тремя атомами металла, то такой лиманд называется мостиковым лимандом, как, например, два хлоролиманда и два бромолиманда в вышеуказанных биядерных комплексах. В многоядерных комплексах могут осуществляться также связи металл-металл. Если связей металл-металл достаточно много обычно - больше трех , то такие комплексы называют "кластерными соединениями" или просто "кластерами" слово "кластер" в переводе на русский язык означает "рой", "скопление". Координационная связь металл-лиманд, как уже отмечалось, может быть одинарной, двойной, тройной и даже четверной связью металл-металл в некоторых комплексах. Каждая такая координационная связь медь II -аммиак образуетcя за счет оттягивания "свободной" электронной пары от атома азота молекулы аммиака на пустую атомную орбиталь меди II , что в записи химической формулы обозначается стрелкой, направленной от донора к акцептору. Донором электронной пары, таким образом, является молекула аммиака, акцептором электронной пары - медь II. В результате обобществления электронных пар и образуются четыре координационные связи медь II -аммиак. В комплексном ферроцианид-ионе [Fe CN 6]4 - имеются шесть координационных связей железо II -цианогруппа, которые условно можно обозначить следующим образом:. Эти координационные связи - двойные ковалентные полярные , состоящие из одного донорно-акцепторного s-компонента и одного дативного p-компонента. Механизм образования таких связей в качественной форме можно представить следующим образом. Цианид-ион CN- имеет "свободную" электронную пару, которая оттягивается при комплексообразовании к атому железа II , в результате чего возникает s-донорно-акцепторная от лиманда к металлу составляющая координационной связи. С другой стороны, атом железа II с d-электронной конфигурацией 3d 6 может донировать свои d-электроны на пустую разрыхляющую молекулярную p-орбиталь цианогруппы, в результате чего возникает p-дативная от металла к лиманду составляющая координационной связи. В итоге обобществления электронов как лимандов цианогрупп , так и металла-комплексообразователя железа II возникает двойная ковалентная полярная координационная связь железо II -цианогруппа. Вследствие всех этих перераспределений электронной плотности в шести координационных связях железо II -цианогруппа положительный заряд на атоме железа II уже не равен двум, а отрицательный заряд на цианогруппе также уже не равен минус единице. Аналогичная картина характерна и для большинства других комплексов металлов, в которых многозарядные катионы металлов в действительности не существуют, поскольку комплекс состоит не из "чистых" ионов, а из центрального атома металла и лимандов, обобществивших свои электроны. Поэтому, говоря о координационных соединениях металлов, правильнее называть металл-комплексообразователь не ионом, а указывать его состояние степень окисления, например: Также предпочтительно называть формально отрицательно заряженные лиманды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, не анионами ионами , а соответствующими ацидогруппами, например: Отметим, что сказанное относится к частицам внутренней координационной сферы. Во внешней же сфере присутствуют катионы и анионы с зарядами, соответствующими их ионному состоянию. Вышеприведенное краткое рассмотрение природы координационных связей в рамках метода валентных связей является упрощенным и лишь в качественной форме отражает реальную картину. В настоящее время наиболее распространенными являются три подхода к пониманию природы химической связи в координационных соединениях металлов: Наиболее строгую картину можно получить с помощью метода молекулярных орбиталей. Геометрическая конфигурация строения внутренней сферы комплексов бывает различной: Структура комплексов экспериментально обычно устанавливается рентгеноструктурным и спектральными методами. Внутрикомплексные соединения ВКС - координационные соединения металлов с одинаковыми или различными бидентатными обычно - органическими ацидолимандами, связанными с одним и тем же атомом металла-комплексообразователя через одну отрицательно заряженную и одну нейтральную донорные группы с образованием одинаковых или различных внутренних металлоциклов хелатных циклов , не содержащие внешнесферных ионов и являющиеся комплексами-неэлектролитами. Примером ВКС может служить глицинат меди II и оксихинолинат цинка:. ВКС представляют собой частный случай хелатных комплексных соединений хелатов металлов ХКС , то есть координационных соединений металлов с одинаковыми или различными отрицательно заряженными или нейтральными полидентатными лимандами, органическими или неорганическими, имеющими один или несколько одинаковых или различных хелатных циклов термин "хелат" - chelate - означает "клешневидный". Хелаты, в отличие от ВКС, могут быть комплексами катионного, анионного типа или комплексами-неэлектролитами, содержать во внутренней координационной сфере или только полидентатные, или одновременно один или несколько полидентатных и монодентатные лиманды и иметь или не иметь внешнесферные ионы. Различие между ВКС и ХКС иногда но не всегда не делается: Поэтому в широком смысле слова все ХКС в последнее время относят к ВКС, хотя это не совсем строго. В ХКС один и тот же полидентатный лиманд образует один или несколько хелатных циклов, причем этот лиманд может быть би-, три-, тетра-, пента- или гексадентатным. Так, в комплексах металлов с диметилглиоксимом реализуются хелатные металлоциклы, например, в комплексе никеля II:. Здесь точками обозначены внутримолекулярные водородные связи. Этот нейтральный комплекс никельдиметилглиоксим представляет собой малорастворимое в воде соединение красного цвета; применяется для определения никеля II. Большую группу хелатных комплексов образуют этилендиамин H2N-CH2-CH2-NH2 часто для краткости обозначаемый En или en , дающий пятичленные металлоциклы, например, в комплексе платины II:. Полидентатные циклообразующие лиманды образуют в ВКС и ХКС обычно четырех- сравнительно редко , пяти-, шести-, семичленные металлоциклы. Значительно реже осуществляются трехчленные металлоциклы или хелатные циклы с числом членов более семи. ВКС и ХКС чаще всего образуются при реакциях солей металлов с соответствующими нейтральными исходными лимандами или их солями в растворах в подходящих условиях, а также при реакциях внутрисферного замещения и внутрисферного превращения лимандов. ВКС - обычно малорастворимые в воде, часто - окрашенные вещества, могут экстрагироваться иногда - избирательно органическими растворителями, не смешивающимися с водой. ХКС обладают различными растворимостью и окраской, зависящими от природы как металла-комплексообразователя, так и лимандов и внешней сферы. ВКС и ХКС более устойчивы термически и при диссоциации в растворах, чем комплексы тех же металлов с монодентатными лимандами, образующими аналогичные координационные связи. Повышенная устойчивость пятичленных металлоциклов, в меньшей мере - шестичленных металлоциклов известна как правило циклов Чугаева: Соединения с 3-, 4-членными металлоциклами и с циклами, имеющими более 6 членов, обычно гораздо менее устойчивы. Устойчивость ВКС и ХКС растет с увеличением числа металлоциклов в комплексе. ВКС и ХКС широко применяются в аналитической химии для определения металлов, при их осаждении и разделении, а также в качестве катализаторов, красителей и пигментов, фармакологически активных компонентов лекарственных препаратов, стабилизаторов вин, препятствующих их окислению, для уменьшения жесткости воды и т. Комплексонаты металлов - частный случай ХКС - широко используются в количественном анализе для определения различных металлов. Комплексонаты - это координационные соединения металлов с анионами комплексонов - полиосновных аминокарбоновых или аминофосфорных кислот. Анионы комплексонов обычно выступают в роли полидентатных лимандов. Комплексон I, или нитрилотриуксусная кислота N CH2COOH 3 , - трехосновная кислота; в координации с центральными атомами металла-комплексообразователя могут участвовать атом азота и три депротонированные карбоксильные группы; при этом образуются хелатные металлоциклы. Комплексон II, или этилендиаминтетрауксусная кислота ЭДТУК , - четырехосновная органическая кислота HOOCCH2 2N-CH2-CH2-N CH2COOH 2. Общепринятое сокращенное обозначение этой кислоты - H4Y. Комплексон III, или трилон Б, - двузамещенная натриевая соль ЭДТУК - Na2H2Y. В кристаллическом состоянии существует в форме дигидрата Na2H2Y " 2H2O. Распространенное сокращенное название этого комплексона - ЭДТА этилендиаминтетраацетат. Максимальная дентатность полностью депротонированных ЭДТУК и ЭДТА равна шести, как уже указывалось выше. При образовании комплексонатов возникают несколько хелатных циклов, вследствие чего образующиеся комплексы металлов обладают высокой устойчивостью. Нитрилотриметилфосфоновая кислота N CH2PO OH 2 3 образует координационные связи с центральным атомом металла через атом азота и атомы кислорода депротонированных фосфоновых остатков. Аммины, или амминокомплексы, или аммиакаты, или аммиачные комплексы металлов - координационные соединения металлов, содержащие молекулы координированного аммиака. Молекулу аммиака, выступающую в роли монодентатного лиманда, называют аммин. Аммины могут быть комплексами катионного типа, например [Ag NH3 2]NO3 , [Pt NH3 4]Cl2; часто к амминам относят также комплексы, содержащие, кроме аммиака, другие лиманды, например [PtCl2 NH3 2]. Широко используются в химическом анализе. Аминокомплексы - координационные соединения металлов с нейтральными лимандами. Обычно это комплексы катионного типа, например: Ацидокомплексы - координационные соединения, содержащие во внутренней сфере только ацидогруппы, то есть отрицательно заряженные лиманды, в роли которых обычно выступают анионы кислот. Ацидокомплексы чаще всего относятся к комплексам анионного типа, например: K4[Fe CN 6], Na3[Co NO2 6], K[Sb OH 6] и т. Для ацидокомплексов характерны реакции внутрисферного замещения ацидогрупп на другие лиманды или молекулы растворителя, реакции гидролиза сольволиза , изомеризации, обмена внешнесферных ионов и др. Типичными представителями ацидокомплексов являются гидроксокомплексы - координационные соединения, содержащие во внутренней сфере одну или несколько гидроксильных групп гидроксогрупп OH-, связанных с центральным атомом через атом кислорода. Комплексы, содержащие мостиковые группы OH- то есть гидроксогруппы, связанные одновременно с двумя центральными атомами металла , называют оловыми соединениями; процесс их образования называется оляцией, а сами мостиковые гидроксогруппы - ол-группами. Иногда гидроксокомплексы катионного и анионного типа называют также гидроксосолями или основными солями. Для соединений этого типа характерны реакции оксоляции, например:. К комплексным соединениям относят до некоторой степени условно также изополикислоты и гетерополикислоты. Примером солей изополикислот могут служить калиевые соли дихромовой кислоты K2Cr2O7 и трихромовой кислоты K3Cr3O К гетерополикислотам относятся такие соединения, как фосфорномолибденовая H3[PO4 MoO3 12 ] " nH2O, фосфорновольфрамовая H3[PO4 WO3 12] " nH2O, мышьяковомолибденовая H3[AsO4 MoO3 12] " nH2O кислоты и т. Используются в аналитической химии. Комплексные соединения катионного и анионного типа чаще всего растворимы в воде; в их водных растворах устанавливаются химические равновесия, иногда довольно сложные. Комплексы-неэлектролиты, как правило, малорастворимы в воде; растворившаяся часть комплексов ведет себя как слабый электролит. Так, при растворении аммиачного комплекса серебра I [Ag NH3 2 ]Cl или ферроцианида калия K4[Fe CN 6 ] вначале происходит первичная электролитическая диссоциация - отщепляются ионы внешней сферы:. При первичной диссоциации комплекса, имеющего ионы внешней сферы, соединение ведет себя как сильный электролит - полностью отщепляет ионы внешней сферы. Затем происходит вторичная диссоциация комплекса уже по типу слабого электролита - отщепляются лиманды внутренней сферы. Так, в случае аммиачного комплекса серебра наблюдается последовательное замещение молекул аммиака молекулами воды:. Каждой ступени диссоциации внутренней сферы комплекса соответствует состояние ступенчатого химического равновесия, характеризующееся своей константой химического равновесия. Заметим, что при написании химических уравнений процессов диссоциации внутренней сферы комплекса в водных растворах молекулы воды чаще всего для краткости не записываются. Рассмотрим процесс образования комплекса в растворе в общем виде без указания зарядов M и лимандов:. Поскольку это уравнение отражает химическое равновесие, то можно записать выражение для константы равновесия b:. Величина b называется константой устойчивости комплекса. Обратная ей величина KH , соответствующая равновесию диссоциации комплекса. Чем больше b, тем прочнее комплекс. Для устойчивых комплексов величина b имеет довольно высокие значения. В качестве примера приведем константы устойчивости некоторых комплексов для водных растворов при температуре 20 - 30? Знание констант устойчивости комплексов позволяет рассчитывать равновесные концентрации частиц в растворах, проводить сравнительную оценку прочности комплексов и т. Если, например, организм пересыщен соединениями какого-либо металла, что приводит к его отравлению различной степени сложности, то в организм вводят нетоксичные лиманды, которые образуют устойчивые растворимые комплексы с этим металлом, выводящиеся затем из организма. Если, напротив, в организме ощущается недостаток каких-либо металлов например, дефицит железа при малокровии , то при лечении в организм вводят комплексные соединения этих металлов умеренной прочности. Комплексные соединения участвуют в разнообразных химических реакциях, включая внутрисферное замещение одних лимандов на другие, диссоциацию лимандов, например молекул воды:. Многие комплексные соединения являются катализаторами различных процессов гомогенного и гетерогенного катализа. Часто при получении лекарственных препаратов на основе фармакологически активных комплексных соединений удается понизить токсичность как металла, так и лимандов, связанных в комплексе, и модифицировать в желаемом направлении их биологическую активность. Комплексные соединения часто имеют довольно сложный состав и строение; к настоящему времени разработаны специальные системы составления их химического названия номенклатуры. Традиционные специфические вненоменклатурные названия, по которым различным комплексным соединениям присваивались те или иные наименования например, K4[Fe CN 6] - желтая кровяная соль, ферроцианид калия; K3[Fe CN 6] - красная кровяная соль, феррицианид калия; [Pt NH3 4] OH 2 - первое основание Рейзе; транс-[Pt OH 2 NH3 2] - второе основание Рейзе; цис-[PtCl2 NH3 2] - хлорид Пейроне; K[Co NO2 4 NH3 2] - соль Эрдмана и т. Номенклатура, предложенная основателем координационной теории швейцарским химиком Альфредом Вернером, принятая в несколько измененном виде его последователями. Номенклатура, рекомендованная в г. В современной научной, учебной, медицинской литературе используются все три подхода, хотя можно отметить тенденции к преимущественному применению номенклатуры, рекомендованной ИЮПАК, как наиболее логически обоснованной. В русском языке эта номенклатура несколько модифицирована, адаптирована к правилам русского языка. Вначале называют отрицательно заряженные лиманды внутренней сферы с окончанием "о" хлоро-, бромо-, нитро-, родано- и т. Если их число больше одного, то перед названиями лимандов добавляют числительные ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т. Затем называют нейтральные лиманды, причем молекулу воды называют "акво", молекулу аммиака - "аммин". Если число нейтральных лимандов больше одного, то добавляют числительные ди-, три-, тетра- и т. После нейтральных лимандов называют атом металла-комплексообразователя и в последнюю очередь - внешнесферные анионы. При этом наименование атома металла составляют из корня его латинского названия с характерным окончанием, зависящим от степени окисления центрального атома металла-комплексообразователя. Примеры для наглядности здесь и далее указана степень состояние окисления центрального металла, хотя обычно это не делается:. Вначале называют отрицательно заряженные лиманды с соответствующими числительными ди-, три-, тетра-, и т. Затем называют нейтральные молекулы, после чего идет название металла с соответствующим окончанием, характеризующим его степень окисления, к которому добавляют еще суффикс "ат". В заключение в родительном падеже называют внешнесферные катионы. Названия строят аналогично предыдущему, за исключением того, что к наименованию металла-комплексообразователя не прибавляют никаких окончаний. Эту номенклатуру можно рассматривать как усовершенствованную и модернизированную номенклатуру А. Лиманды называются так же, как и в вернеровской номенклатуре, то есть отрицательно заряженные лиманды оканчиваются на "о", а нейтральные имеют обычные наименования. Вначале называют катион, затем - анион. При перечислении лимандов сначала называют отрицательно заряженные, затем - нейтральные с соответствующими числительными ди-, три-, тетра- и т. После этого называют атом металла-комплексообразователя, указывая после названия металла его степень окисления римскими цифрами в круглых скобках. Символ 0 используют для обозначения нулевой степени окисления. Если комплекс представляет собой анион, то к названию центрального атома добавляют суффикс "ат". Если лиманды представляют собой сложные многоатомные молекулы, то вместо числительных ди-, три-, тетра- и т. Если катион называют в родительном падеже что в русском языке допускается , то наименования катиона и аниона пишут раздельно:. В многоядерных комплексах мостиковые лиманды обозначают символом "m" мю перед их наименованием. Координационная химия химия комплексных соединений длительное время считалась одним из разделов неорганической химии; объяснялось это тем, что большинство известных ранее координационных соединений содержало в качестве лимандов, как правило, типичные неорганические молекулы и ионы - аммиак, воду, нитро-, роданогруппу и т. Экспериментальные исследования неорганических комплексных соединений были начаты за несколько десятилетий до того, как стала бурно развиваться органическая химия. Вернером координационной теории химия комплексных соединений стала постепенно, в течение десятилетий, превращаться в самостоятельный раздел химической науки. Ее успешное развитие связано с именами Трассера, Цейзе, Йергенсена, Грэма, Клауса, Бломстранда, школы А. Вернера, а в двадцатом веке - Л. Гринберга, Чатта, Найхольма, Фишера, Бьеррума и многих других ученых различных стран. В наши дни координационая химия - интенсивно развивающаяся в различных направлениях наука, тесно переплетающаяся с другими областями химии. Учимся составлять название по формуле. Все материалы в разделе "Химия". Общая характеристика комплексных соединений металлов. Некоторые типы комплексных соединений. Комплексные соединения в растворах. Характеристика их реакционной способности. Специальные системы составления химических названий комплексных соединений. Комплексные соединения ВВЕДЕНИЕ Комплексные соединения лат. Огромная область применения комплексов переходных металлов — каталитические процессы. Рассмотрим комплекс состава K4 [Fe CN 6 ] " " 3H2O - тригидрат гексацианоферрата II калия ферроцианид калия, желтая кровяная соль. Иногда в роли внешней сферы одного комплекса выступает внутренняя сфера другого комплекса, например, в соединениях состава [Pt NH3 4][PtCl4 ], [Co NH3 6][Cr CN 6],. Определяем заряд комплексного иона и валентность комплексообразователя. Комплексные соединения, их биологическая роль на примере хлорофилла и гемоглобина. Комплексные соединения хрома Соль Рейнеке. Комплексные соединения в аналитической химии. Экспериментальные исследования по установлению соединения. Свойства и применение железа.
Что означает гепатомегалия
Артро актив инструкция по применению отзывы
Куда поехать в китай
Расписание 122 автобуса ярославль
Уходза кожей лицаи рук