Назви нейтральних комплексних сполук

Назву комплексної сполуки починають так само з лігандів, після чо-го йде українська чи латинська назва комплексоутворювача у називному відмінку, закінчується назва валентністю центрального атома. Наприклад:

[Pt(NH₃)₂Cl₄] – тетрахлоро-диамін-платина (IV);

[Fe(CO)₅] – пентакарбоніл-залізо (0).

ІЗОМЕРІЯ КОМПЛЕКСНИХ СПОЛУК

У комплексних сполук вирізняють наступні види ізомерії: геометри-чна, оптична, гідратна, іонізаційна та ін.

1) Геометрична ізомерія має місце при різних варіантах просторово-го розташування лігандів у внутрішній сфері. Якщо для координацціного числа 2 існує лише один варіант розташування лігандів – лінійний, то для координацціного числа 4 існує вже два способи симетричної координації:

тетраедр та квадрат.

Координаційне число

Геометрична конфігурація

Лінійна

Плоска, квадратна  

Тетраедрична    

Октаедрична  

Окрім різних геометричних просторових конфігурацій при наявності різних лігандів (у випадку хоча б двох лігандів відмінних від більшості) можлива просторова цис-транс-ізомерія та оптична ізомерія у випадку чо-тирьох різних видів лігандів.

Просторові ізомери відрізняються за кольором, розчинністю, дипо-льним моментом, реакційною здатністю.

2) Гідратна ізомерія має місце при переході води із внутрішньої сфери у зовнішню. Наприклад хлорид гесааквахрому (ІІІ) ізомеризується:

[ Cr(H₂O)₆]Cl₃ ↔ [Cr(H₂О)₅Cl]Cl₂ ∙ Н₂О ↔ [Cr(H₂О)₄Cl₂]Cl ∙ 2Н₂О

фіолетовий темно-зелений світло-зелений

3) Йонізаційна ізомерія визначається відмінним розподілом іонів між внутрішньою та зовнішньою сферами. Наприклад:

[Cо(NH₃)₅Br]SO₄ ↔ [Cо(NH₃)₅SO₄]Br

сульфат бромо- бромід сульфато-

пентаамін-кобальту (ІІІ) пентаамін-кобальту (ІІІ)

4) Координаційна ізомерія пов’язана з обміном внутрішніми сфера-ми між двома комплексоутворювачами у випадку комплексних аніона та катіона. Наприклад: [Cо(NH₃)₆][Cr(CN)₆] ↔ [Cr(NH₃)₆][Co(CN)₆]

гексациано-(ІІІ)-хромат гексациано-(ІІІ)-кобальтат

гексамін-кобальту (ІІІ) гексамін-хрому (ІІІ)

ДИСОЦІАЦІЯ КОМПЛЕКСНИХ СПОЛУК.

КОНСТАНТИ НЕСТІЙКОСТІ КОМПЛЕКСНИХ ІОНІВ

У розчині комплексні сполуки дисоціюють як сильні електроліти на комплексний іон та йони зовнішньої сфери:

K[Ag(CN)₂] ↔ K⁺ + [Ag(CN)₂]^-.

Це є рівняння первинної дисоціації комплексної сполуки. Комплексний іон також у певній мірі дисоціює. Це є вторинна дисоціація:

[Ag(CN)₂]^- ↔ Ag⁺ + 2CN^-.

Для цього оборотнього процесу можна написати константу рівноваги, яка у даному випадку називається константою нестійкості комплексного йону: К_нест = .

Чим менше константа нестійкості, тим більш стійкою є комплексна сполука.

Руйнування комплексів

Зруйнувати комплексний іон можна наступними способами: 1) на-гріванням; 2) додаванням реагентів, що дають осад, гази чи слабкі елек-троліти навіть із невеликою кількістю йонів чи молекул, що утворюються при дисоціації комплексного йону (нейтральної сполуки). Наприклад, ко-мплексний іон [Cu(NH₃)₄]²⁺ можна зруйнувати додаванням азотної кисло-ти чи сульфіду натрію:

[Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4HNO₃ → Cu²⁺ + 4NH₄⁺NO₃^-

[Cu(NH₃)₄]²⁺ + Na₂S → CuS↓ + 2Na⁺ + 4NH₃

Природа хімічного зв’язку у комплексних сполуках.

У теперішній час для пояснення хімічного зв’язку в комплексних сполуках використовують три теорії – метод валентних зв’язків, метод молекулярних орбіталей і теорію кристалічного поля.

1. Метод валентних зв’язків.

Згідно з цим методом комплексні сполуки утворюються за рахунок донорно-акцепторного зв’язку. Розглянемо на прикладі йону [BF₄]^-.

BF₃ + F^- → [BF₄]^-

Якщо це зобразити схематично для методу валентних зв’язків, то

У йоні [BF₄]^- спостерігається sp³-гібридизація, тому йон має форму тетра-едра. Таку ж геометричну форму мають комплексні йони Cu²⁺ та Zn²⁺. Так у комплексі [Zn(NH₃)₄]²⁺ наявний зовнішньоорбітальнийц комплекс, оскі-льки у гібридизації беруть участь лише зовнішні орбіталі – йон цинку надає для електронних пар лігандів одну 4s та три 4р-орбіталі, при цьому відбувається sp³-гібридизація, що відповідає розміщенню лігандів у вершинах тетраедра. Йони d-елементів із чотирма зайнятими d-орбіталя-ми (Pt²⁺, Pd²⁺, Au³⁺) прикоординаціному числі 4 надають для електронних пар лігандів одну (N–1)d, одну Ns та дві Np-орбіталі.

При цьому має місце dsp²-гібридизація, що відповідає розміщенню лігандів у вершинах квадрата. Тому такі комплекси, як [Pt(NH₃)₄]²⁺, [PtCl₄]^2- мають будову плоского квадрата. Координаційному числу 6 від-повідає d²sp³-гібридизація та октаедричне розташування лігандів. Така ко-ординація має місце, наприклад, у комплексах платини (IV), наприклад у

[Pt(NH₃)₆]⁴⁺.

Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішьоорбітальним. Іноді у комплексах проявля-ється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аква-комплексах.

Л І Т Е Р А Т У Р А

1. Н.С.Ахметов – Общая и неорганическая химия. М: Высшая школа, 1998 – 640 с.

2. А.М.Бутенко, В.І.Булавін, Т.П.Ярошок та ін. – Загальна хімія. К: Вища школа, 1997 – 392 с.

3. В.В.Григор’єва, В.М.Самійленко, А.М.Сич, – Загальна хімія. К: Вища школа, 1991 – 431 с.

4. И.А.Зубович – Неорганическая химия. М: Высшая шк., 1989 – 423 с.

5. М.Х.Карапетьянц, С.И.Дракин – Общая и неорганическая химия. М: Химия, 1981 – 632 с.

6. Н.В.Коровин – Общая химия М: Высшая школа, 1998 – 559 с.

7. М.И.Мартыненко, В.И.Спицын – Избранные главы неорганической химии. М: Издательство МГУ, 1986 – 287 с.

8. Неорганическая химия Дж.Хьюи. Строение вещества и реакционная способность. М: Химия, 1987 – 696 с.

9. Общая химия. (под ред. Е.М.Соколовской и Л.С.Гузея) М: Издательство МГУ, 1989 – 640 с.

10. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных елементов. (под ред. Ю.А.Ершова) М: Высшая школа, 2000 – 560 с.

11. Э.Н.Рэмсден – Начала современной химии. Ленинград: Химия, 1989 – 784 с.

12. Б.Д.Степин, А.А.Цветков – Неорганическая химия. М: Высшая школа, 1994 – 608 с.

13. А.В.Суворов, А.Б.Никольский – Общая химия. СПБ: Химия, 1997 – 624 с.

14. Я.А.Угай – Общая и неорганическая химия. М: Высшая школа, 1997 – 527 с.

З М І С Т

Тема 1. Основні поняття та закони хімії................................................... 4

Тема 2. Основні класи неорганічних сполук................................................. 8

Тема 3. Будова атома та періодична система елементів....................... 13

Тема 4. Хімічний зв’язок і будова молекул.................................................. 23

Тема 5. Основи хімічної термодинаміки.................................................... 34

Тема 6. Хімічна кінетика. Хімічна рівновага. Каталіз............................. 54

Тема 7. Розчини............................................................................................. 77

Тема 8. Комплексні сполуки........................................................................ 90

Дата добавления: 2013-12-13