Природа хімічного звязку в координаційних сполуках. Метод валентних звязків

Номенклатура координаційних сполук. Пояснити на прикладах.

1) У назві комплексної сполуки першою вказується негативно заряджену частину - аніон, потім позитивну частину - катіон.
2) Назва комплексної частини починають з вказівки складу внутрішньої сфери. У внутрішній сфері насамперед називають ліганди - аніони, додаючи до їх латинській назві закінчення «о». Наприклад: Cl-- хлоро, CN-- ціано, SCN-- тіоціанат, NO3-- нітрати, SO32-- сульфіти, OH-- гідроксо і т. д. При цьому користуються термінами: для координованого аміаку - амміни, для води - аква, для оксиду вуглецю (II) - карбоніл.
3) Число монодентатно лігандів вказують грецькими числівниками: 1 - моно (часто не наводиться), 2 - ді, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. Для полідентатними лігандів (наприклад, етилендіамін, оксалат) використовують біс-, трис-, тетракіс-і т. д.
4) Потім називають комплексоутворювач, використовуючи корінь його латинської назви та закінчення-ат, після чого римськими цифрами вказують (у дужках) ступінь окислення комплексообразователя.
5) Після позначення складу внутрішньої сфери називають зовнішню сферу.
6) У назві нейтральних комплексних частинок комплексоутворювач вказується у називному відмінку, а ступінь його не вказується, так як вона однозначно визначається, виходячи з електронейтральності комплексу.
Приклади:
K3 [Fe (CN) 6] - гексаціаноферрат (III) калію
(NH4) 2 [PtCl4 (OH) 2] - дигидроксотетрахлороплатинат (IV) амонію
[Сr (H2O) 3F3] - тріфторотріаквахром
[Сo (NH3) 3Cl (NO2) 2] - динитритохлоротриамминкобальт
[Pt (NH3) 4Cl2] Cl2 - хлорид діхлоротетрааммінплатіни (IV)
[Li (H2O) 4] NO3 - нітрат тетрааквалітія

У внутрішній сфері між комплексоутворювачем і лігандами існують ковалентні зв'язки, утворені в тому числі і за донорно-акцепторним механізмом. Для утворення таких зв'язків необхідно наявність вільних орбіталей у одних частинок (маються у комплексообразователя) і неподілених електронних пар в інших частинок (ліганди). Роль донора (постачальника електронів) грає ліганд, а акцептором, які приймають електрони, є комплексоутворювач. Донорно-акцепторні зв'язок виникає як результат перекривання вільних валентних орбіталей комплексообразователя із заповненими орбиталями донора.
Між зовнішньою і внутрішньою сферою існує іонний зв'язок. Наведемо приклад.
Електронна будова атома берилію:

Електронна будова атома берилію в збудженому стані:

Електронна будова атома берилію в комплексном іоні [BeF₄]^2–:

Пунктирними стрілками показані електрони фтору; два зв'язки з чотирьох утворені по донорно-акцепторним механізмом. В даному випадку атом Be є акцептором, а іони фтору - донорами, їх вільні електронні пари заповнюють гібрідізованние орбіталі (sp3-гібридизація).

Теорія валентних зв'язків (метод валентних зв'язків, метод валентних схем, метод локалізованих електронних пар) - наближений Квантовохимический розрахунковий метод, заснований на уявленні про те, що кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою однієї або декількох загальних електронних пар.
Теорія валентних зв'язків закладена в 1927 році В.Гайтлером і Ф.Лондоном на прикладі Квантовохімічне розрахунку молекули водню. В основі теорії валентних зв'язків лежить гіпотеза про те, що при утворенні молекули з атомів, останні в значній мірі зберігають свою електронну конфігурацію, а зв'язування атомів досягається в результаті обміну електронів між ними і спаровування спінів двох електронів, що знаходяться на атомних орбіталях вихідних атомів. Розрахунок Гайтлера - Лондона виявився досить значним за своїми результатами в розвитку квантової хімії. На підтвердження електронної октетное теорії (правило октету) Г.Льюіса було показано, що хімічний зв'язок в молекулі водню дійсно здійснюється парою електронів.
Електронна пара виявляється розмазаний по всьому простору молекули з різною щільністю, причому на лінії зв'язку між ядрами мається згущення електронної щільності в порівнянні з іншими областями простору. Це згущення електронної густини на лінії, що зв'язує ядра атомів, викликає стягуюче дію на ядра і, відповідно, призводить до утворення хімічного зв'язку. Енергія зв'язку визначається в основному обмінним інтегралом, величина якого суттєво залежить від ступеня перекривання атомних орбіталей атомів.

Дата добавления: 2015-05-23