Кислоты и основания. Влияние положения элемента в периодической системе и степени окисления элемента на состав и кислотно-основные свойства гидроксидов элементов. 1 страница

Оксиды. Химические свойства кислотных, основных, амфотерных оксидов. Изменение кислотно-основных свойств оксидов в периодах и группах периодической системы. Влияние степени окисления на кислотно-основные свойства оксида элемента.

Комплексные соединения. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения: комплексообразователь, лиганды, внешняя и внутренняя сфера. Координационное число и степень окисления иона-комплексообразователя. Заряд комплексного иона.

Окислительно-восстановительные системы с инертными электродами. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы и оценка направления самопроизвольного протекания ОВР. Выбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных потенциалов.

Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных реакций: Возможность протекания любой окислительно-восстановительной реакции в реальных условиях обусловлена рядом причин: температурой, природой окислителя и восстановителя, кислотностью среды, концентрацией веществ, участвующих в реакции, и т. д. Учесть все эти факторы бывает трудно, но, помня о том, что любая окислительно-восстановительная реакция протекает с переносом электронов от восстановителя к окислителю, можно установить критерий возможности протекания такой реакции.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительных процессов являются нормальные окислительно-восстановительные потенциалы окислителей и восстановителей (или стандартные потенциалы электродов).

Чтобы понять физико-химический смысл таких потенциалов, необходимо проанализировать так называемые электрохимические процессы.

Химические процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока или вызываемые им, называются электрохимическими.

Чтобы понять природу электрохимических процессов, обратимся к рассмотрению нескольких достаточно простых ситуаций. Представим себе металлическую пластинку, погруженную в воду. Под действием полярных молекул воды ионы металла отрываются от поверхности пластинки и гидратированными переходят в жидкую фазу. Последняя при этом заряжается положительно, а на металлической пластинке появляется избыток электронов. Чем дальше протекает процесс, тем больше становится заряд, как пластинки, так и жидкой фазы.

Благодаря электростатическому притяжению катионов раствора и избыточных электронов металла на границе раздела фаз возникает так называемый двойной электрический слой, который тормозит дальнейший переход ионов металла в жидкую фазу. Наконец, наступает момент, когда между раствором и металлической пластинкой устанавливается равновесие, которое можно выразить уравнением:

Ме⁰ – ne^- ↔ Meⁿ⁺

или с учетом гидратации ионов в растворе:

Ме⁰ – ne^- + mH₂O ↔ Meⁿ⁺ ∙ mH₂O

Состояние этого равновесия зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, от температуры и давления.

При погружении металла не в воду, а в раствор соли этого металла равновесие в соответствии с принципом Ле Шателье смещается влево и тем больше, чем выше концентрация ионов металла в растворе. Активные металлы, ионы которых обладают хорошей способностью переходить в раствор, будут в этом случае заряжаться отрицательно, хотя в меньшей степени, чем в чистой воде.

Равновесие можно сместить вправо, если тем или иным способом удалять электроны из металла. Это приведет к растворению металлической пластинки. Наоборот, если к металлической пластинке подводить электроны извне, то на ней будет происходить осаждение ионов из раствора.

При погружении металла в раствор на границе раздела фаз образуется двойной электрический слой. Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его жидкой фазой, называют электродным потенциалом. Этот потенциал является характеристикой окислительно-восстановительной способности металла в виде твердой фазы.

У изолированного металлического атома (состояние одноатомного пара, возникающее при высоких температурах и высоких степенях разрежения) окислительно-восстановительные свойства характеризуются другой величиной, называемой ионизационным потенциалом. Ионизационный потенциал — это энергия, необходимая для отрыва электрона от изолированного атома.

Абсолютное значение электродного потенциала нельзя измерить непосредственно. Вместе с тем не представляет труда измерение разности электродных потенциалов, которая возникает в системе, состоящей из двух пар металл - раствор. Такие пары называют полуэлементами. Условились определять электродные потенциалы металлов по отношению к так называемому стандартному водородному электроду, потенциал которого произвольно принят за ноль. Стандартный водородный электрод состоит из специально приготовленной платиновой пластинки, погруженной в раствор кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л и омываемой струёй газообразного водорода под давлением 105 Па, при температуре 25 °С.

Ряд стандартных электродных потенциалов: Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е° или φ°.

Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Значение стандартного электродного потенциала водородного электрода, являющегося электродом сравнения и соответствующего процессу: 2Н⁺ + 2е = Н₂, принято равным нулю.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Как и в случае определения значения Е° металлов, значения Е° неметаллов измеряются при температуре 25 °С и при концентрации всех атомных и молекулярных частиц, участвующих в равновесии, равной 1 моль/л.

Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы.

Количественным критерием оценки возможности протекания той или иной окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления.

Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных систем:

окисленная форма	количество электронов	восстановленная форма	Е^0, В
F2	2e	2F^-	2,87
O3 + 2H^+	2e	O2 + H2O	2,07
H2O2 + 2H^+	2e	2H2O	1,77
Au^+	1e	Au	1,68
MnO4^- + 8H^+	5e	Mn^2+ + 4H2O	1,51
HClO + H^+	2e	Cl^- + H2O	1,50
PbO2 + 4H^+	2e	Pb^2+ + 2H2O	1,46
ClO3^- + 6H^+	6e	Cl^- + 3H2O	1,45
ClO4^- + 8H^+	8e	Cl^- + 4H2O	1,38
Cl2	2e	2Cl^-	1,34
Cr2O7^2- + 14H^+	6e	2Cr^3+ + 7H2O	1,33
MnO2 + 4H^+	2e	Mn^2+ + 2H2O	1,23
Pt^2+	2e	Pt	1,20
Br2	2e	2Br^-	1,07
HNO2 + H^+	1e	NO + H2O	1,00
NO3^- + 4H^+	3e	NO + 2H2O	0,96
Hg^2+	2e	Hg	0,84
Ag^+	1e	Ag	0,80
NO3^- + 2H^+	1e	NO2 + H2O	0,80
Fe^3+	1e	Fe^2+	0,77
O2 + 2H^+	2e	H2O2	0,68
MnO4^- + 2H2O	3e	MnO2 + 4OH^-	0,60
I2	2e	2I^-	0,54
Cu^2+	2e	Cu	0,34
SO4^2- + 2H^+	2e	SO3^2- + H2O	0,22
Sb^3+	3e	Sb	0,20
SO4^2- + 2H^+	2e	SO2 + H2O	0,17
Cu^2+	1e	Cu^+	0,16
Cu^+	1e	Cu	0,15
S + 2H^+	2e	H2S	0,14
2H^+	2e	H2	0,0000
Fe^3+	3e	Fe	-0,06
Se + 2H^+	2e	H2Se	-0,08
CrO4^2- + 4H2O	3e	[Cr(OH)6]^3- + 5OH^-	-0,13
Pb^2+	2e	Pb	-0,13
Sn^2+	2e	Sn	-0,14
O2 + 2H2O	2e	H2O2	-0,15
Ni^2+	2e	Ni	-0,23
Co^2+	2e	Co	-0,29
Cd^2+	2e	Cd	-0,40
Cr^3+	1e	Cr^2+	-0,41
Fe^2+	2e	Fe	-0,44
Cr^3+	3e	Cr	-0,74
Zn^2+	2e	Zn	-0,76
2H2O	2e	H2 +2OH^-	-0,83
Cr^2+	2e	Cr	-0,91
Mn^2+	2e	Mn	-1,18
[Zn(OH)4]^2-	2e	Zn +4OH^-	-1,20
Al^3+	3e	Al	-1,66
U^3+	3e	U	-1,80
H2	2e	2H^-	-2,23
[Al(OH)4]^-	3e	Al + 4OH^-	-2,33
Mg^2+	2e	Mg	-2,37
Na^+	1e	Na	-2,71
Ca^2+	2e	Ca	-2,87
Sr^2+	2e	Sr	-2,89
Ba^2+	2e	Ba	-2,91
K^+	1e	K	-2,92
Cs^+	1e	Cs	-2,92
Rb^+	1e	Rb	-2,92
Li^+	1e	Li	-3,01

Комплексные соединения называют часто координационными соединениями, подчеркивая тем самым способность простых неизменных частиц определенным образом располагаться (координироваться) друг около друга в комплексном ионе или комплексной молекуле.
Природу химических связей в комплексах, их строение и принципы их образования объясняет координационная теория.
Метод валентных связей предполагает sp³d²-гибридизацию валентных орбиталей кобальта. Такая структура соответствует геометрической фигуре октаэдр.

В представлении теории кристаллического поля d–подуровень расщепляется на два новых подуровня в октаэдрическом поле лигандов, причем, расщепление в слабом поле лигандов, которое создают анионы фтора (F^-), относящиеся (как и анионы всех галогенов типа Х^-) к лигандам области слабого поля. Так как расщеплением можно пренебречь, правило Хунда распространяется на все пять d-орбиталей иона кобальта и заполнение орбиталей в комплексном анионе [СоF₆]^3- будет таким же как и в свободном ионе Со³⁺. Всего одна пара и четыре неспаренных d-электрона. Комплекс парамагнитен. Если сменить лиганд слабого поля на лиганд сильного поля, например фторид на цианид-ион относящийся к лигандам сильного поля, в комплексном анионе [Co(CN)₆]^3- все шесть d-электронов катиона кобальта будут находиться на трех нижних орбиталях d_ε. Комплекс диамагнитен – все электроны спарены.

Основы современной координационной теории были изложены в конце прошлого века швейцарским химиком Альфредом Вернером, обобщившим в единую систему весь накопившийся к тому времени экспериментальный материал по комплексным соединениям. Им были введены понятия о центральном атоме (комплексообразователь) и его координационном числе, внутренней и внешней сфере комплексного соединения, изомерии комплексных соединений, предприняты попытки объяснения природы химической связи в комплексах.
Все основные положения координационной теории Вернера используются и в настоящее время.

Комплексообразователь: Образование комплексного иона или нейтрального комплекса можно представить себе в виде обратимой реакции общего типа:
M + nL =[MLn]
где M – нейтральный атом, положительно или отрицательно заряженный условный ион, объединяющий (координирующий) вокруг себя другие атомы, ионы или молекулы L. Атом M получил название комплексообразователя или центрального атома.
В комплексных ионах [Cu(NH₃)₄]²⁺, [SiF₆]^2-, [Fe(CN)₆]^4-,[BF₄]^- комплексообразователями являются медь(II), кремний(IV), железо(II), бор(III).
Чаще всего комплексообразователем служит атом элемента в положительной степени окисления.
Отрицательные условные ионы (т.е. атомы в отрицательной степени окисления) играют роль комплексообразователей сравнительно редко. Это, например, атом азота(-III) в катионе аммония [NH₄]⁺ и т.п.
Атом-комплексообразователь может обладать нулевой степенью окисления. Так, карбонильные комплексы никеля и железа, имеющие состав [Ni(CO)₄] и [Fe(CO)₅], содержат атомы никеля(0) и железа(0).
Комплексообразователь (выделен желтым цветом) может участвовать в реакциях получения комплексов, как будучи одноатомным ионом, например:
Ag+ + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺;
Ag+ + 2CN- = [Ag(CN)₂]^-
так и находясь в составе молекулы:
SiF₄ + 2F- =[SiF₆]^2-;
I₂ + I- = [I(I)₂]^-;
PH₃ + H⁺ =[PH₄]⁺;
BF₃ + NH₃ =[B(NH₃)F₃]
В комплексной частице может быть два и более атомов-комплексообразователей. В этом случае говорят о многоядерных комплексах.
Комплексное соединение может включать несколько комплексных ионов, в каждом из которых содержится свой комплексообразователь.
Например, в одноядерном комплексном соединении состава [Cu(NH₃)₄][PtCl₆]комплексообразователи – Cu(II) и Pt(IV).

Лиганды: В комплексном ионе или нейтральном комплексе вокруг комплексообразователя координируются ионы, атомы или простые молекулы (L). Все эти частицы, имеющие химические связи с комплексообразователем, называются лигандами (от латинского "ligare" - связывать). В комплексных ионах [SnCl₆]^2- и [Fe(CN)₆]^4- лигандами являются ионы Cl- и CN-, а в нейтральном комплексе [Cr(NH₃)₃(NCS)₃] лиганды – молекулы NH₃ и ионы NCS^-.
Лиганды, как правило, не связаны друг с другом, и между ними действуют силы отталкивания. Лигандами могут быть различные неорганические и органические ионы и молекулы. Важнейшими лигандами являются ионы CN-, F-, Cl-, Br-, I-, NO₂-, OH-, SO₃,S^2-, C₂O₄^2-, CO₃^2-, молекулы H₂O, NH₃, CO, карбамида (NH₂)₂CO, органических соединений – этилендиамина NH₂CH₂CH₂NH₂, a-аминоуксусной кислоты NH₂CH₂COOH и этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА)и другие.

Дентатность лиганда: Чаще всего лиганд бывает связан с комплексообразователем через один из своих атомов одной двухцентровой химической связью. Такого рода лиганды получили название монодентатных. К числу монодентатных лигандов относятся все галогенид-ионы, цианид-ион, аммиак, вода и другие. Некоторые распространенные лиганды типа молекул воды H₂O, гидроксид-иона OH-, тиоцианат-иона NCS-, амид-иона NH₂^-, монооксида углерода CO в комплексах преимущественно монодентатны, хотя в отдельных случаях (в мостиковых структурах) становятся бидентатными.
Существует целый ряд лигандов, которые в комплексах являются практически всегда бидентатными. Это этилендиамин, карбонат-ион, оксалат-ион и т.п. Каждая молекула или ион бидентатного лиганда образует с комплексообразователем две химические связи в соответствии с особенностями своего строения.

Например, в комплексном соединении [Co(NH₃)₄CO₃]NO₃ бидентатный лиганд – ион CO₃^2- - образует две связи с комплексообразователем – условным ионом Co(III), а каждая молекула лиганда NH₃ – только одну связь.
Полидентатные лиганды могут выступать в роли мостиковых лигандов, объединяющих два и более центральных атома.

Координационное число: Важнейшей характеристикой комплексообразователя является количество химических связей, которые он образует с лигандами, или координационное число (КЧ). Эта характеристика комплексообразователя определяется главным образом строением его электронной оболочки и обусловливается валентными возможностями центрального атома или условного иона-комплексообразователя.
Когда комплексообразователь координирует монодентатные лиганды, то координационное число равно числу присоединяемых лигандов. А число присоединяемых к комплексообразователю полидентатных лигандов всегда меньше значения координационного числа.
Значение координационного числа комплексообразователя зависит от его природы, степени окисления, природы лигандов и условий (температуры, природы растворителя, концентрации комплексообразователя и лигандов и др.), при которых протекает реакция комплексообразования. Значение КЧ может меняться в различных комплексных соединениях от 2 до 8 и даже выше. Наиболее распространенными координационными числами являются 4 и 6.
Между значениями координационного числа и степенью окисления элемента-комплексообразователя существует определенная зависимость. Так, для элементов-комплексообразователей, имеющих степень окисления +I [Ag(I), Cu(I), Au(I), (II) и др.] наиболее характерно координационное число 2 – например, в комплексах типа [Ag(NH₃)₂]⁺, [Cu(CN)₂]-, [IBr₂]-.
Элементы-комплексообразователи со степенью окисления +II [Zn(II), Pt(II), Pd(II), Cu(II) и др.) часто образуют комплексы, в которых проявляют координационное число 4, такие как [Zn(NH₃)₄]²⁺, [PtCl₄]^2-, [Pd(NH₃)₂Cl₂]⁰, [ZnI₄]^2-, [Cu(NH₃)₄]²⁺.
В аквакомплексах координационное число комплексообразователя в степени окисления +II чаще всего равно 6: [Fe(H₂O)₆]²⁺, [Mg(H₂O)₆]²⁺, [Ni(H₂O)₆]²⁺.
Элементы-комплексообразователи, обладающие степенью окисления +III и +IV [Pt(IV), Al(III), Co(III), Cr(III), Fe(III)], имеют в комплексах, как правило, КЧ 6.
Например, [Co(NH₃)₆]³⁺, [Cr(OH)₆]^3-, [PtCl₆]^2-, [AlF₆]^3-, [Fe(CN)₆]^3-.
Известны комплексообразователи, которые обладают практически постоянным координационным числом в комплексах разных типов. Таковы кобальт(III), хром(III) или платина(IV) с КЧ 6 и бор(III), платина(II), палладий(II), золото(III) с КЧ 4. Тем не менее большинство комплексообразователей имеет переменное координационное число. Например, для алюминия(III) возможны КЧ 4 и КЧ 6 в комплексах [Al(OH)₄]- и [Al(H₂O)₂(OH)₄]-.
Координационные числа 3, 5, 7, 8 и 9 встречаются сравнительно редко. Есть всего несколько соединений, в которых КЧ равно 12 – например, таких как K₉[Bi(NCS)₁₂].

Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения:
Лиганды, непосредственно связанные с комплексообразователем, образуют вместе с ним внутреннюю (координационную) сферу комплекса.
Так, в комплексном катионе [Cu(NH₃)₄]²⁺ внутренняя сфера образована атомом комплексообразователя – меди(II) и молекулами аммиака, непосредственно с ним связанными.
Обозначается внутренняя сфера квадратными скобками: [Fe(CN)₆]^3-, [HgI₄]^2-, [SnCl₆]^2-. В зависимости от соотношения суммарного заряда лигандов и комплексообразователя внутренняя сфера может иметь положительный заряд, например, [Al(H₂O)₆]³⁺, либо отрицательный, например, [Ag(S₂ O₃)₂]^3-, или нулевой заряд, например, как для [Cr(NH₃)₃(NCS)₃]⁰.
Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, но не связанные с комплексообразователем ковалентно, образуют внешнюю сферу комплексного соединения.
Например, в комплексном соединении [Zn(NH₃)₄]Cl₂ два иона Cl- находятся во внешней сфере.Внешнесферные ионы Cl- находятся на более значительном удалении от комплексообразователя, чем молекулы NH₃, иначе говоря, расстояние Zn – Cl больше, чем длина химической связи Zn – N. Более того, химическая связь комплексного катиона [Zn(NH₃)₄]²⁺ и хлорид-ионов Cl- имеет ионный характер, в то время как молекулы аммиака NH₃, входящие во внутреннюю сферу, образуют с комплексообразователем Zn(II) ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (донором неподеленных пар электронов являются атомы азота в NH₃). Таким образом, различие между лигандами внутренней сферы и ионами внешней сферы очень существенно. Изображая формулу комплексного соединения, внешнесферные ионы располагают за квадратными скобками. Например, в соединениях [Cu(NH₃)₄](OH)₂ и K₂[HgI₄] внешнесферными ионами являются соответственно ионы OH- и K+. Вполне понятно, что в нейтральных комплексах [Cr(NH₃)₃(NCS)₃]⁰ и [Pd(NH₃)₂Cl₂]⁰ внешняя сфера отсутствует. Обычно внешнюю сферу составляют простые одноатомные или многоатомные ионы. Однако возможны случаи, когда комплексное соединение состоит из двух и более внутренних сфер, выполняющих функции катионной и анионной части соединения. Здесь каждая из внутренних сфер является внешней по отношению к другой.
Например, в соединениях [Cu(NH₃)₄][PtCl₆] и [Ni(NH₃)₆]₂[Fe(CN)₆] формально функции внешнесферных ионов могут выполнять:
комплексные катионы [Cu(NH₃)₄]²⁺ и [Ni(NH₃)₆]²⁺,
комплексные анионы [PtCl₆]^2- и [Fe(CN)₆]^4-.
При растворении в воде комплексные соединения необратимо диссоциируют на ионы:
[Cu(NH₃)₄](OH)₂ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH-
[Ni(NH₃)₆]₂[Fe(CN)₆] = 2[Ni(NH₃)₆]²⁺ + [Fe(CN)₆]^4-
Кислоты с комплексными анионами в водном растворе подвергаются необратимому протолизу: H₂[SiF₆] + 2H₂O = 2H₃O⁺ + [SiF₆]^2-
Такие кислоты относятся к категории сильных кислот.

Классификация и номенклатура комплексных соединений. Основные типы комплексных соединений.

Основы современной номенклатуры комплексных соединений были заложены Альфредом Вернером. До его работ в этой области химии не существовало никакой системы. Комплексные соединения называли, руководствуясь их внешним видом, например, пурпуреосоль (красная соль) [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, лутеосоль (желтая соль) состава [Co(NH₃)₆]Cl₃, либо происхождением, например, красная кровяная соль K₃[Fe(CN)₆] и т.п.
Немало комплексных соединений получили имена химиков, синтезировавших их: соль Фишера K₃[Co(NO₂)₆], соль Рейнеке NH₄[Cr(NH₃)₂(NCS)₄] и др.
Современная номенклатура комплексных соединений основана на рекомендациях ИЮПАК (Международный союз общей и прикладной химии) и адаптирована к традициям русского химического языка.

Названия лигандов: Названия анионных лигандов получают концевую гласную -о, которой сопровождается название соответствующего аниона (или корня названия аниона):
CH₃COO- - ацетато
NO- - нитрозо
CN- - циано
NO₂^- - нитро
CNS^- - тиоциано

CO₃^2- - карбонато
O₂^2- - пероксо
C₂O₄^2- - оксалато
OH- - гидроксо
Cl- - хлоро
SO₃^2- - сульфито
H- - гидридо
S₂O₃^2- - тиосульфато
Иногда анионные лиганды имеют специальные названия, например O₂- - оксо, S^2- - тио, HS- - меркапто. Анионы углеводородов в качестве лигандов называют так: CH₃^- - метил, C₅H₅^- - циклопентадиенил.
Для нейтральных лигандов используют номенклатурные названия веществ без изменений (N₂ - диазот, N₂H₄ - гидразин, C₂H₄ - этилен и т.д.), кроме веществ, которые, выступая в роли лигандов, получают следующие специальные названия:
H₂O - аква
NH₃ - аммин
NO - нитрозил
CO - карбонил
SO₂ - диоксосера
PF₃ - трифторофосфор
Громоздкие по написанию формулы органических лигандов заменяют полностью или частично буквенными обозначениями, например:
NH₂CH₂CH₂NH₂ (этилендиамин) – en
P(C₂H₅)₃ (триэтилфосфин) – PEt₃
(NH₂)₂CO (карбамид) – ur
C₅H₅N (пиридин) – py
Для катионных лигандов применяют следующие названия:
N₂H₅⁺ - гидразиний
NO₂+ - нитроилий
NO⁺ - нитрозилий
H⁺ - гидро
Порядок перечисления лигандов: Правила изображения формул комплексных соединений следующие. При составлении формулы одноядерного комплекса (ионного или нейтрального) слева ставят символ центрального атома (комплексообразователя), а затем перечисляют лиганды в порядке уменьшения их зарядов от положительных значений к отрицательным: [M(L1)⁺(L2)⁰(L3)^- ]. При равенстве зарядов лигандов пользуются практическим рядом элементов. Например, H₂O записывают левее NH₃, C₅H₅N – левее CO. Более простые лиганды в формулах указывают левее более сложных; так, N₂ пишут левее NH₃, NH₃ – левее N₂H₄, N₂H₄ – левее NH₂OH. В формулах многоядерных комплексов указывают число центральных атомов, например [M_xL_y].
Названия веществ строят из названий лигандов с предшествующей числовой приставкой (греческое числительное), указывающей число лигандов каждого типа в формуле, и названия комплексообразователя в определенной форме. Если название лиганда уже содержит числовую приставку, а также в тех случаях, когда такая приставка создает неясность в строении лиганда, используют умножающие приставки, такие как бис-, трис-, тетракис-, пентакис- и др.
Например: (SO₄^2-)₂ - бис(сульфато-), (NH₂CH₂CH₂NH₂)₄ - тетракис(этилендиамин).
Перечисление лигандов ведут от отрицательного заряда лиганда к нейтральному и затем положительному, т.е. справа налево по формуле соединения: [M(L1)⁺(L2)⁰(L3)^-]

Дата добавления: 2015-04-24