Характеристика вагонов 81-717(714) 33 страница

Альфред Берн ер — швейцарский хи-
мик, лауреат Нобелевской премии, один из
создателей учения о комплексных соедине-
ниях. Научная деятельность Вернера протека-
ла в Цюрихском университете, профессором
которого он был с 1893 г. Вернер синтезиро-
вал большое число новых комплексных соеди-
нений, систематизировал ранее известные и
вновь полученные комплексные соединения и
разработал экспериментальные методы доказа-
Альфред Вернер тельства их строения. Для объяснения строе-

(1866—19191 ^{ния 15 своиств} комплексных соединении Вернер

* ' выдвинул идею о координации, т. е. о про»

странствеином окружении иоиа металла анио­нами или нейтральными молекулами. Координационная теория легла в основу современных представлений о комплексных соединениях.

203. Основные положения координационной теории. Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного соеди­нения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразовате-л е м или центральным ионом. Вокруг него в непосредствен­ной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электро­нейтральных молекул, называемых лигандамн (или аддендами)' и образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион, называется ко­ординационным числом.

Внутренняя сфера комплекса в значительной степени сохраняет стабильность при растворении. Ее границы показывают квадрат-ными скобками. Ионы, находящиеся во внешней сфере, в раство­рах легко отщепляются. Поэтому говорят, что во внутренней сфере ионы связаны неионогенно, а во внешней — и о н о г е н н о. Например, координационная формула комплексной соли состава PtCU-2KCl такова: Кг[Р1С1₆]. Здесь внутренняя сфера состоит из. центрального атома платины в степени окисленности +4 и хлорид-ионов, а ионы калия находятся во внешней сфере.

Не следует думать, что комплексные соединения всегда по­строены из ионов; в действительности эффективные заряды атомов

и молекул, входящих в состав комплекса, обычно невелики. Более правильно поэтому пользоваться термином «центральный атом». Ионные представления о природе связи в комплексных соедине­ниях носят в некоторой степени формальный характер, однако они удобны для классификации и определения зарядов комплек­сов и позволяют качественно предсказать некоторые их свой­ства.

Координационная теория Вернера является руководящей в хи­мии комплексных соединений и в настоящее время. С течением времени изменяются и уточняются лишь представления о силах, действующих между центральным атомом и лигандами (см. § 206). Широкое распространение этой теории объясняет, почему ком­плексные соединения часто называют «координационными соеди­нениями».

Существует ряд методов установления координационных фор­мул комплексных соединений.

С помощью реакций двойного обмена. Именно та­ким путем была доказана структура следующих комплексных соединений платины: PtCl₄-6NH₃, PtCl₄-4NH₃, PtCl₄-2NH₃, PtCl₄-2KCl.

Если подействовать на раствор первого соединения раствором AgN0₃, то весь содержащийся в нем хлор осаждается в виде хло­рида серебра. Очевидно, что все четыре хлорид-иона находятся во внешней сфере и, следовательно, внутренняя сфера состоит только из молекул аммиака. Таким образом, координационная формула соединения будет [Pt(NH₃)₆]Cl₄. В соединении PtCl₄-4NH₃ нитрат серебра осаждает только половину хлора, т. е. во внешней сфере находятся только два хлорид-иона, а остальные два вместе с че­тырьмя молекулами аммиака входят в состав внутренней сферы, так что координационная формула имеет вид [Pt(NH₃)₄Cl₂] С1₂. Раствор соединения PtCl₄-2NH₃ не дает осадка с AgN0₃, это со­единение изображается формулой [Pt (NH₃)₂C1₄]. Наконец, из рас­твора соединения PtCl₄-2KCl нитрат серебра тоже не осаждает AgCl, но путем обменных реакций можно установить, что в рас* творе имеются ионы калия. На этом основании строение его изо­бражается формулой Кг [PtCle] -

* Молярная электрическая проводимость раствора ц равна электрической проводимости объема раствора, содержащего 1 моль вещества и заключенного между электродами, находящимися на расстоянии в I см друг от друга. Зна­чения ц выражаются в Ом~¹'См²-моль^-1,

По молярной электрической проводимости разбавленных растворов*. При сильном разбавлении молярная электрическая проводимость [х комплексного соединения определяется зарядом и числом образующихся ионов. Для соеди­нений, содержащих комплексный ион и однозарядные катионы или анионы, имеет место следующее примерное соотношение:

Число ионов, на которые и. Число ионов, на которые „

распадается молекула „ -1 „„2 „.„.-» распадается молекула _n -1 2,„„„ -1

электролита °^{м -см -моль} электролита °^{м -см} -^моль

2 100 4 400

3 250 5 500

Измерение электрической проводимости подтверждает приве­денные выше координационные формулы комплексов платины. Электрическая проводимость их изменяется, как показано на диа­грамме (рис. 155). Для первого соединения ц. ж 500, что указывает на образование при его диссоциации пяти ионов и соответствует координационной формуле [Pt (NH₃) ₆] С1₄. По мере замещения во внутренней сфере молекул NH₃ на ионы СЬ электрическая прово­димость падает и становится минимальной для неэлектролита [Pt(NH₃)₂Cl₄]. При переходе к соединению Кг [PtCl₆] электриче­ская проводимость вновь возрастает, а значение ее соответствует образованию при диссоциации трех ионов.

Рентгеноструктурным методом. Координационная формула комплексного соединения, находящегося в кристалличе­ском состоянии, может быть непосредственно установлена путем определения взаимного положения атомов и молекул в кристалле рентгеноструктурным методом (см. § 50). Однако для этого тре­буется вырастить достаточно крупный и неискаженный кристалл комплексного соединения, что не всегда возможно.

Существует и ряд других физико-химических методов установ­ления координационных формул комплексных соединений.

Анализируя координационные числа многих комплексных со­единений, А. Вернер пришел к выводу, что заряд центрального иона (или, точнее, степень окисленности центрального атома) является основным фактором, влияющим на координационное число. Ниже сопоставлены наиболее характерные координацион­ные числа в растворах и заряд центрального иона:

Заряд центрального иона +1 +2 +3 +4

Координационное число 2 4, 6 6, 4 8

Здесь выделены жирным шрифтом чаще встречающиеся коор-
динационные числа в тех случаях, когда возможны два различных
типа координации. Координационное число 6 встречается в ком-
l_S2j плексных соединениях Pt⁴+, Сг³+, Со³+,

| 400 300

508% Fe³+, координационное число 4 — в

комплексах Cu²+, Zn²+, Pd²+, Pt²+, ко-
ординационное число 2 — в комплек-
сах Ag+, Cu+. Приведенные координа-
224 P25S Ционные числа соответствуют макси-

мальному насыщению координацион-

Рис. 155. Изменение молярной электрической прово­димости и, в ряду комплексных соединении плати-вы(1У):

1 —lPt<NH3)eVCW; 2—lPt(NH₃)4Cl2lCl₂; 8—[Pt(NH3)aCl«U <-Kji[PtCI_el.

ной сферы и относятся к координационно-насыщенным соединениям. Не всегда в растворах соблюдаются условия, необхо­димые для этого, и тогда образуются координационно-ненасыщен­ные комплексы с меньшими координационными числами.

Координационное число не является неизменной величиной для данного комплексообразователя, а обусловлено также природой лиганда, его электронными свойствами. Даже для одних и тех же комплексообразователей и лигандов координационное число зави­сит от агрегатного состояния, от концентрации компонентов и тем­пературы раствора.

Лиганды, занимающие во внутренней координационной сфере одно место, называются м о н о д е нт а т ны м и. Существуют ли­ганды, занимающие во внутренней сфере два или несколько мест, Такие лиганды называются би- и полидентатными.

Примерами бидентатных лигандов могут служить оксалатный
(о О \

^ (II II

ион С₂0| чили —О—С—С—о—/ и молекула этилендиамина (NH2CH2CH2NH2). Четырехдентатным лигандом является двухза-рядный анион этилендиаминтетрауксусной кислоты:

.. /СН₂СОО-

ch₂-n(

^ХСН₂СООН

„ ХН₂СООН СН₂—W

\сн₂соо~

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов составляющих его простых ионов. Например:

Ag⁺ + 2CN- —> [Ag(CN)₂r (4-1 — 2 = —1) Pt⁴⁺ + 6Cr —► [PtCl₆]²~ (+4-6=-2)

Входящие в состав комплекса электронейтральные молекулы, например NH₃, Н₂0, С₂Н₄, не влияют на величину его заряда. По­этому при определении заряда комплексных ионов их можно не учитывать. Заряд комплексообразователя, в свою очередь, легко находится, исходя из заряда комплексного иона и зарядов содер­жащихся в комплексе лигандов.

Нейтральные молекулы или анионы, находящиеся во внутрен­ней сфере комплексного соединения, могут быть последовательно замещены другими молекулами или анионами. Например, путем замещения молекул аммиака в комплексной соли [Co(NH₃)₆] CI3 ионами NCV получают следующие соединения: [Со (NH₃) 5 (N0₂) ] CI₂, j[Co(NH₃)₃(N0₂)₃], K₂[Co(NH₃) (N0₂)₅], Кз[Co(N0₂)₆]. Понятно, что при таком замещении постепенно изменяется и заряд ком-, плексного иона, понижаясь от +3 у иона [Co(NH₃)₆]³⁺ до —3 у Иона [Co(N0₂)₆]³-,

Простейший их представитель — амииоуксусная кислота (глицин)' NH₂CH₂COOH —образует хелаты с ионами Cu²+, Pt²+, Rh³+, на­пример:

и.г_ н.м

Н₂С—H₂N^ ^NH₂—СН₂

о=с-

-су ^х0-

-с=о

Известны также комплексы с более сложными амннокарбоно-выми кислотами и их аналогами. Такие лиганды называются ком-плексонами. Двухзарядный анион этилендиамиптетрауксусной кислоты, называемый в виде двунатриевой соли комплексоном III, или трилоном Б, дает с двухвалетным- металлом комплекс типа:

ШОСН,С\

/СН.СООН

Ж

Ж

Н,С:

;Cir,

С с

о

о

Хелатные соединения отличаются особой прочностью, так как центральный атом в них как бы «блокирован» циклическим лиган-дом. Наибольшей устойчивостью обладают хелаты с пяти- и ше-стичленными циклами. Комплексоны настолько прочно связывают катионы металлов, что при их добавлении растворяются такие плохо растворимые вещества, как сульфаты кальция и бария, окса-латы и карбонаты кальция. Поэтому их применяют для умягчения воды, для маскировки «лишних» ионов металла при крашении и изготовлении цветной пленки. Боль­шое применение они находят и в ана­литической химии.

Многие органические лиганды хе-латного типа являются весьма чув­ствительными и специфическими ре­агентами на катионы переходных ме­таллов. К ним относится, например, диметилглиоксим, предложенный Л. А. Чугаевым как реактив на ионы Ni²⁺ и Pd²+.

Лев Александрович Чугаев при­надлежит к числу наиболее выдающихся со­ветских химиков. Родился в Москве, в 1895 г. окончил Московский университет. В 1904—• 1908 г. — профессор Московского высшего технического училища, в 1908—1922 г. — про­фессор неорганической химии Петербургского университета и одновременно (с 1909 г.) —• профессор органической химии Петербургского технологического института. Занимался изучением химии комплексных соеди­нений переходных металлов, в особенности металлов платиновой группы. От­крыл много новых комплексных соединений, важных в теоретическом и прак­тическом отношениях. Чугаев впервые обратил внимание на особую устойчивость 5- и 6-членных циклов во внутренней сфере комплексных соединений и охарак­теризовал кислотно-основные свойства аммиакатов платины (IV). Он был одним из основоположников применения органических реагентов в аналитической хи­мии. Много внимания уделял организации и развитию промышленности по добыче и переработке платины и платиновых металлов в СССР. Создал боль­шую отечественную школу химикоз-иеоргаников, работающих в области изучения химии комплексных соединений.

Большую роль играют хелатиые соединения и в природе. Так, гемоглобин состоит из комплекса — гема, связанного с белком — глобином. В геме центральным ионом является ион Fe²+, вокруг которого координированы четыре атома азота, принадлежащие к сложному лнганду с циклическими группировками. Гемоглобин обратимо присоединяет кислород и доставляет его из легких по кровеносной системе ко всем тканям. Хлорофилл, участвующий в процессах фотосинтеза в растениях, построен аналогично, но в качестве центрального иона содержит Mg²+.

Все перечисленные классы комплексных соединений содержат один центральный атом, т. е. являются одноядерными. Встре­чаются комплексы и более сложной структуры, содержащие два или несколько центральных атомов одного и того же или разных элементов. Эти комплексы называются поли (много) ядерны-м и.

Существуют различные типы полиядерных комплексов.

Комплексы с мостиковыми атомами или группами атомов,

например с мостиковыми атомами хлора —CI: —>- (хлоро-), кислорода

Н Н

■—О— (оксо-), с мостиковыми группами —N: —>• (амино), —О: > (гидр-

* Н

оксо). Так, комплекс [Cr(NH₃)₅ —ОН —-*- (NH₃)₅Cr]Cl₅ является биядернььм комплексом с одной мостиковой гидроксогруппон. К подобным соединениям относится и ди.мер А1₂С1е (см. стр. 615).

Комплексы кластерного типа, в которых атомы металла непосред­ственно связаны друг с другом. Это наблюдается, например, в димерах (CO)sMn — Mn(CO)s, [Re2H₂Cl₈j^2-. В последнем соединении между атомами рения имеется тройная связь:

- СЦ уС1 С1у уС1 -.2-
Н—Re Re—Н

- Cl/ ^Cl ci/ \ci -

К многоядериым соединениям относятся также изополи- н гетерополи-кислоты.

Изополи кислоты образуются при соединении двух или нескольких кислотных остатков одной и той же кислородной кислоты за счет кислородных мостиков. В их число входят двухромовая Н₂Сг0₇, пирофосфориая Н₄Р₂07,

тетраборная Н2В4О7 кислоты, а также поликремнневые кислоты, составляющие основу силикатов.

Гетеропол п кислоты содержат не менее двух различных кислот или оксидов (производных неметалла и металла) и большое количество воды (до 30 молекул). Наиболее важное значение в аналитической химии имеют следую­щие гетерополнкпслоты:

Н3РО4 • 12Мо0₃ • яН₂0 — фосфорномолпбденовая Н3РО4 • 12W0₃ • (гН₂0 — фосфорновольфрамовая H4S1O4 • 12Мо0₃ • «Н₂0 — кремнемолибденовая H₄Si0₄ • I2WO3 • «Н₂0 — кремиевольфрамовая

Известно немного комплексов, в которых центром координации является анион, — это п о л и г а л о г е н и д ы, содержащие анионы [I-xIJ- (где х ме­няется от 1 до 4) или [Br-xBrj- (где х 1 или 2); существуют и смешанные полпгалогенндные анионы — [I-Вгг]^-, [1-С1₂]~. Большую роль при их образова­нии играет поляризация: чем больше интенсивность поляризационного взаимо­действия между анионом Э~ и молекулой Э₂, тем устойчивее комплекс. Именно поэтому наиболее устойчивыми из них оказываются полииодиды (молекулы 1₂ легко поляризуются), а полифториды не получены. Вследствие наличия в рас­творе равновесия

Ц *=ь Г + 1₂

раствор полииодида обнаруживает свойства свободного иода.

Существует много способов образования названий комплексных соединений, в том числе и традиция называть их по фамилиям ис­следователей, их открывших. Такой способ, хотя и отдает дань уважения ученым, сложен для запоминания. Мы приведем номен­клатуру главнейших типов комплексных соединений, основанную на рекомендациях Международного союза теоретической и при­кладной химии.

Название комплексного аниона начинают с указа­ния состава внутренней сферы.

Во внутренней сфере, прежде всего называют анионы, прибав­ляя к их латинскому названию окончание «о». Например: С1~ —

хлоро, CN^- — циано, SO^2- — сульфито, ОН^- — гидроксо и т. д. Да­лее называют нейтральные лиганды. При этом пользуются терми­нами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква. Число лигандов указывают греческими числительными: / — моно (часто не приводится), 2— ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Затем называют комплексообразователь, используя ко­рень его латинского названия и окончание ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисленности комплексо-образователя. После обозначения состава внутренней сферы назы­вают внешнесферные катионы. В случае неэлектролитов степень окисленности центрального атома не приводят, так как она одно­значно определяется, исходя из электронейтральности комплекса. Если центральный атом входит в состав катиона, то используют

русское название элемента и в скобках указывают его степень окисленности. Приведем примеры:

K[Fe(NH₃)₂ (CN)₄] — тетрациаиодиамминферрат(1П) калия
(NH₄)₂[Pt(OH)₂Cl₄] — тетрахлородигндроксоплатинат(1У) аммония
[Cr(H₂0)₃F₃] — трнфторотриаквахром

(Co(NH₃)₃ (N0₂)₂C1] — хлородиннтритотриамминкобальт
[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ — хлорид днхлоротетраамми:-'платнны(1У)
[Ag(NH₃)₂]Cl —хлорид дпаммннсеребра(1)

205. Пространственное строение и изомерия комплексных со­единений. Одинаковые лиганды симметрично располагаются в про­странстве вокруг центрального атома. Чаще встречаются четные координационные числа — 2, 4, 6. Им соответствуют следующие геометрические конфигурации:

Координационное число

Геометрическая конфигурация

- линейная

• октаэдрнческая, схематиче­ски изображаемая так:

Г'.

Впервые правильные представления о пространственном строе­нии комплексных соединений были сформулированы А. Вернером. При этом он исходил из найденного опытным путем числа изоме­ров при наличии двух или более различных лигандов в комплексе и сравнивал его с возможным числом для той или иной предпо­лагаемой конфигурации. Так, для координационного числа 4 и тет-раэдрической конфигурации все положения лигандов относительно

H₃N

Рис. 158. Пространственное строение изомеров [Pt^Ni^gClj]; слева—грякс-изомер; справа—цис-изомер.

центрального атома эквивалентны. Поэтому тетраэдрические ком­плексы типа [МА₂В₂] (где М — центральный атом, а А и В — ли-ганды) не имеют изомеров. Другое наблюдается в комплексах пла­тины (II); например, [Pi(NH₃)₂Cl2] встречается в двух изомерных формах, отличающихся по цвету, растворимости, дипольному мо­менту, реакционной способности и способам получения. Отсюда был сделан вывод о расположении лигандов по квадрату вокруг центрального атома, так как именно для этой конфигурации у соединений типа [МА₂В₂] должно иметься два изомера. В одном из изомеров комплекса [Pt (NH₃)₂C1₂] атомы хлора разделены цен­тральным атомом (гранс-изомер), а в другом (^ис-изомер) они находятся рядом друг с другом, по одну сторону от центрального атома (рис. 156).

При увеличении числа различных заместителей число изомеров растет и для соединений типа [MABCD] для квадратной конфигу­рации возможно уже три изомера.

Изучая явления изомерии комплексных соединений с координа­ционным числом 6, Вернер пришел к выводу, что в этом случае лиганды должны быть симметрично расположены вокруг централь­ного иона, образуя фигуру правильного октаэдра (рис. 157). Если все координированные группы одинаковы, как показано на рисун­ке, то, конечно, перестановка одной группы на место другой не изменит структуры комплекса. Но если группы не одинаковы, то возможно различное их расположение, вследствие чего могут об­разоваться изомеры. И действительно, опыт показывает, что, на­пример, соединение [РтДЫНзЬСЦ] (где координационное число платины равно 6) существует в двух изомерных формах, отличаю­щихся одна от другой по своей окраске и другим свойствам. Строе­ние этих изомеров, по Вериеру,схематически показано на рис. 158. В одном случае молекулы NH₃ помещаются у противоположных вершин октаэдра (гдамс-изомер), в другом — у соседних (цис-то-мер). Подобного рода пространственная изомерия наблюдается и

PiiC. 159. Кристаллическая решетка K2[PtCl₆].

у ряда других комплексов с ше­стью лпгандами во внутренней сфере.

К ОМ'

Предположения Вернера отно­сительно октаэдрнческого строе­ния комплекса с координацион­ным числом 6 блестяще подтвер­дились при рентгенографическом исследовании кристаллов соответ­ствующих соединений. На рис. 159 изображена кристаллическая решетка комплексной соли K₂[PtCl₆]. В ней комплексные ионы [PtCl₆]²~ находятся в вершинах и цент­рах граней куба, причем хлорид-ионы в комплексе расположены в вершинах правильного октаэдра. Таким образом, ион [РЮб]^2-не только сохраняется в растворах, но н является самостоятель­ной структурной единицей в кристаллической решетке.

К геометрической изомерии можно отнести и зеркальную (опти­ческую) изомерию, рассмотренную ранее (стр. 446) на примерах органических соединений. Например, комплексы [СоЕп₃]С1₃ (En — этилендиамин) и цис- [СоЕпгСЬ] С1 существуют в виде двух зер­кальных антиподов:

[СоЕп₃]³+

Кроме геометрической изомерии, известны и другие виды изомерии ком­плексных соединений, обусловленные различным положением и связью лигандов во внутренней сфере. Так, гидрат пая изомерия имеет место при переходе воды из внутренней сферы во внешнюю, например [Cr(H₂0)₅jCl₃, [Сг(Н₂0)₅С1]С1₂-Н₂0, [Сг(Н₂0)₄С1₂]С1-2Н₂0. При этом цвет комплекса меняется от сине-фиолетового у [Сг(Н₂0)бТС1₃ до светло-зеленого у [Сг(Н₂0)₄С19]С1 • 2Н₂0 (см. также § 228).

Ионизационная изомерия определяется различным распределением конов между внутренней и внешней сферами, например: [Co(NH₃)₅Br]S0₄ и [Co(NH₃)₅S0₄]Br; [Pt(NH₃)₄Cl₂]Br₂ и [Pt(NH₃)₄Br₂]Cl₂.

Координационная изомерия связана с переходом лигандов от од­ного комплексообразователя к другому: [Co(NH₃)₆][Cr('CNy и [Cr(NH₃b]-,[Co(CN)₆].

Имеются среди комплексных соединений и полимеры: так, составу PIC1₂'2NH₃ отвечают изомерные цис- и транс-мономеры [Pt(NH₃)₂Cl₂], ди­меры [Pt(NH₃)₄][PtCl₄], [Pt(NH₃)3Cll[Pt(NH₃)Cl3] и тример [Pt(NH₃)₃Cl₂] • •[PtCl₄].

206. Природа химической связи в комплексных соединениях.

Образование многих комплексных соединений можно в первом приближении объяснить электростатическим притяжением между центральным катионом и анионами или полярными молекулами ли­гандов. Наряду с силами притяжения действуют и силы электро­статического отталкивания между одноименно заряженными (или, в случае полярных молекул, одинаково ориентированными) ли­гандами. В результате образуется устойчивая группировка атомов (ионов), обладающая минимальной потенциальной энергией.

Количественные расчеты на основе такой электростати­ческой модели впервые были выполнены В. Косселем и А. Магнусом, которые принимали ионы за недеформируемые шары и учитывали их взаимодействие по закону Кулона. Резуль­таты этих расчетов удовлетворительно передают зависимость коор­динационного числа от заряда центрального иона. Однако простая электростатическая теория не в состоянии объяснить избиратель­ность (специфичность) комплексообразования, поскольку она не принимает во внимание природу центрального атома и лигандов, особенности строения их электронных оболочек. Для учета этих факторов электростатическая теория была дополнена поляри­зационными представлениями (см. § 46), согласно которым комплексообразованию благоприятствует участие в качестве цен­тральных атомов небольших многозарядных катионов с?-элементов, обладающих сильным поляризующим действием, а в качестве лигандов — больших, легко поляризующихся ионов или молекул. В этом случае происходит деформация электронных оболочек цен­трального атома и лигандов, приводящая к их взаимопроникнове­нию, что и вызывает упрочнение связей.

Поляризационные представления оказались полезными для объяснения устойчивости, кислотно-основных и окислительно-вос­становительных свойств комплексных соединений, но многие другие их свойства остались необъясненными. Так, с позиций электроста­тической теории все комплексы с координационным числом 4 долж­ны иметь тетраэдрическое строение, поскольку именно такой конфигурации соответствует наименьшее взаимное отталкивание лигандов. В действительности, как мы уже знаем, некоторые по­добные комплексы, например, образованные платиной (II), по­строены в форме плоского квадрата. Электростатическая теория не в состоянии объяснить особенности реакционной способности комплексных соединений, их магнитные свойства и окраску. Более точное и полное описание свойств и строения комплексных соеди­нений может быть получено только на основе квантовомеханиче-ских представлений о строении атомов и молекул.

В настоящее время существует несколько подходов к кванта-, вомеханическому описанию строения комплексных соединений,

Теория кристаллического поля основана на пред­ставлении об электростатической природе взаимодействия между центральным ионом и лигандами. Однако, в отличие от простой ионной теории, здесь учитывается различное пространственное рас­положение uf-орбиталей (см. рис. 20 на стр. 81) и связлиное с этим различное изменение энергии d-электронов центрального атома, вызываемое их отталкиванием от электронных облаков лигандов.

Дата добавления: 2014-11-16