Комплекні (координаційні) сполуки

Хімічні властивості

Добування

Середні солі

Солі.

Хімічні властивості

1. Дія на індикатори.

лакмус - червоний

метилоранж - рожевий

2. Взаємодія з основами (реакція нейтралізації):

H₂SO₄ + 2KOH ® K₂SO₄ + 2H₂O

2HNO₃ + Ca(OH)₂ ®Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

3. Взаємодія з основними оксидами:

CuO + 2HNO₃ –^t°® Cu(NO₃)₂ + H₂O

4. Взаємодія з металами:

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂­

2Al + 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂­

(метали, які стоять в витискувальному ряді металів до водню).

5. Взаємодія з солями (реакції обміну), при яких виділяється газ або утворюється осад:

H₂SO₄ + BaCl₂ ® BaSO₄¯ +2HCl

2HCl + K₂CO₃ ® 2KCl + H₂O + CO₂­

Солі – складні речовини, утворені атомами металів та кислотними залишками. Це самий багаточисельний клас неорганічних сполук.

Класифікація:

СОЛІ
	¨ Середні
¨ Кислі
¨ Основні
¨ Подвійні
¨ Змішані
¨ Комплексні

Середні. При дисоціації дають лише катіони металу (або NH₄⁺)

Na₂SO₄ «2Na⁺ +SO₄^2-

CaCl₂ «Ca²⁺ + 2Cl^-

Кислі. При дисоціації дають катіони металу (NH₄⁺), іони водню і аніони кислотного залишку.

NaHCO₃ «Na⁺ + HCO₃^- «Na⁺ + H⁺ + CO₃^2-

Основні. При дисоціації дають катіони металу, гідроксид – іони ОН^- і аніони кислотного залишку.

Zn(OH)Cl «[Zn(OH)]⁺ + Cl^- «Zn²⁺ + OH^- + Cl^-

Продукти неповного заміщення групи OH^- відповідної основи на кислотний залишок.

Подвійні. При диссоціації дають два катіона та один аніон.

KAl(SO₄)₂ «K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Змішані. Утворенні одним катіоном і двома аніонами:

CaOCl₂ «Ca²⁺ + Cl^- + OCl^-

Комплексні. До складу входять складні катіони або аніони.

[Ag(NH₃)₂]Br «[Ag(NH₃)₂]⁺ + Br ^-

Na[Ag(CN)₂] «Na⁺ + [Ag(CN)₂]^-

Більшість способів добування солей мають в основі взаємодію речовин з протилежними властивостями:

1) металу с неметалом:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

2) металу з кислотою:

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂­

3) металу з розчином солі менш активного металу

Fe + CuSO₄ ® FeSO₄ + Cu

4) основного оксиду з кислотним оксидом:

MgO + CO₂ ® MgCO₃

5) основного оксиду з кислотою

CuO + H₂SO₄ –^t°® CuSO₄ + H₂O

6) основи з кислотним оксидом

Ba(OH)₂ + CO₂ ® BaCO₃¯ + H₂O

7) основи з кислотою:

Ca(OH)₂ + 2HCl ® CaCl₂ + 2H₂O

8) солі з кислотою:

MgCO₃ + 2HCl ® MgCl₂ + H₂O + CO₂­

BaCl₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HCl

9) розчину основи з розчином солі:

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ ® 2NaOH + BaSO₄¯

10) розчинів двох солей

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ ® Ca₃(PO₄)₂¯ + 6NaCl

1. Термічний розклад.

CaCO₃ ® CaO + CO₂­

2Cu(NO₃)₂ ® 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

NH₄Cl ® NH₃­ + HCl­

2. Гідроліз.

Al₂S₃ + 6H₂O «2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­

FeCl₃ + H₂O «Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O «NaHS +NaOH

3. Реакції обміну з кислотами, основами та іншими солями.

AgNO₃ + HCl ® AgCl¯ + HNO₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH ® Fe(OH)₃¯ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂SiO₃ ® CaSiO₃¯ + 2NaCl

4. Окисно-відновні реакції, обумовленні властивостями катіона або аніона.

2KMnO₄ + 16HCl ® 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂­ + 8H₂O

Комплексні сполуки належать до найбільшого й найрізноманіт­нішого класу неорганічних речовин. Їх склад і будову неможливо зрозуміти з позицій звичайних уявлень про валентність. Для пояснення будови та властивостей комплексних сполук Вернер розробив координаційну теорію (1893), в основі якої – положення стереохімії й теорії електролітичної дисоціації.

Вернер висловив думку про те, що поняття валентності неповне і не відповідає утворенню великої кількості сполук. Оскільки прості сполуки ут­ворились при з'єднанні атомів двох елементів, їх відносили до атомних сполук (ВаО, СО2, Н2О тощо). Більш складні сполуки уявляли як продукти взаємного приєднання різних бінарних спо­лук. Тому їх називали молекулярними (ВаСО3, СоСl3×6NН3 тощо). Вернер запропонував атомні сполуки називати сполуками першого порядку, а молекулярні — сполуками вищого порядку. Він при­пустив, що більшість елементів крім звичайної, або головної, валентності здатні виявляти ще й додаткову – побічну, або координаційну. Саме за рахунок неї і відбувається утворення сполук вищого порядку. Найбільш стійкі з них дістали назву комплексних.

Головним у теорії Вернера є визнання центричної будови коор­динаційних сполук. При насиченні елементом головної та побічної валентності утворюється координаційна сфера, або комплекс – стале угруповання атомів, що виникло внаслідок розміщення в просторі навколо центрального атома (комплексоутворювача) ін­ших атомів, іонів чи молекул (лігандів), яке в хімічних реакціях поводиться індивідуально. Щоб підкреслити монолітність комплексів, їх формули записують у квадратних дужках, а заряд позна­чають відповідною цифрою зі знаком плюс або мінус угорі біля правої дужки.

Комплекси можуть існувати в розчині, кристалі, а інколи і в газовому стані, наприклад [Аl2Сl6]. Заряд комплекса визначають алгебричною сумою зарядів його складових частин. При цьому ступінь окиснення центрального атома приймають за заряд іона. Для лігандів – нейтральних молекул – заряд прирівнюють до нуля, а для аніонних лігандів беруть такий же заряд, як і у відповідного аніона. Комплекс матиме характер катіона або аніона, якщо сумарний заряд координованих груп не дорівнює заряду центрального іона. У цьому разі координаційна сполука має зовнішню сферу, або позасферні іони.

Реакції, в результаті яких одержують комплекси, називають реакціями комплексоутворення, або комплексоутворенням.

Отже, комплексними, або коорди­наційними називають сполуки, кристалічні ґратки яких склада­ються з поліатомних угруповань (комплексів), здатних існувати самостійно.

– У молекулі будь-якої комплексної сполуки один з іонів, найчастіше позитивно заряджений, займає центральне місце і називається комплексо-утворювачем, або центральним іоном.

– Атоми, молекули або іони, розташовані безпосередньо навколо комплексоутворювача і зв'язані з ним за рахунок додаткової валентності, називаються лігандами.

– Ліганди разом з комплексоутворювачем складають внутрішню сферу комплексу, або внутрішню координаційну сферу, яку при написанні формули координаційної сполуки пишуть у квадратних дужках.

– Іони, або нейтральні частини комплексу, що не є лигандами чи комплексоутворювачем і не увійшли у внутрішню координаційну сферу, складають зовнішню сферу комплексів.

Складові частини комплексної сполуки можна представити так:

Для характеристики просторового розміщення атомів, іонів і молекул у кристалічних ґратках і в комплексних сполуках засто­совують поняття координаційного числа (КЧ).

Координаційне число в кристалохімії – число атомів, іонів або молекул, найближчих сусідів даного атома, іона чи молекули в кристалічній гратці.

Координаційне число, або лігандність, у комплексній спо­луці – число атомів лігандів, безпосередньо зв'язаних з централь­ним атомом. КЧ звичайно більше, ніж ступінь окиснення централь­ного атома і може змінюватись від 2 до 12. КЧ здебільшого величина змінна й залежить від природи, ступеня окиснення та розмірів центрального атома, природи лігандів, кратності зв'язку, стерич­ного ефекту, температури, а при утворенні комплексів у розчині – від концентрації та природи розчинника. На КЧ можуть впливати також позасферні іони.

Досить поширеними є сполуки з КЧ=4, у яких розміщення чотирьох лігандів навколо центрального атома реалізується трьома геометричними конфігураціями: тетраедром, плоским квадратом і тетрагональною пірамідою (рис. 1, а, б, в).

У численних сполуках з КЧ=6 усі шість лігандів розміщуються у вершинах октаедра, в центрі якого перебуває комплексоутворювач (рис. 1, г). У деяких комплексах КЧ=6 реалізується у вигляді тригональної призми й тетрагональної дипіраміди (рис. 1, д, е).

Сполуки з іншими координаційними числами менш поширені. Для сполук з КЧ=2 можлива лінійна та кутова структури. Найбільш характерною для сполук з КЧ=3 е конфігурація трикутника та тригональної піраміди. Сполуки з КЧ=5 можуть мати тетрагональ­но-пірамідальну та тригонально-дипірамідальну будову.

Лігандами можуть бути нейтральні молекули (Н2О, NН3, СО), одноатомні аніони (F–, Сl–, Вr–) та складні кислотні залишки (СО32–, SО42–, СN–, NО2–).

Число місць, які займає кожний ліганд у координаційній сфері, називають координаційною ємністю цього ліганда або дентатністю. Більшість лігандів у координаційній сполуці займають одне місце і називаються монодентатними. Але можливі випадки, коли ліганди мають кілька функціональних груп і завдяки цьому можуть з'єднуватись з центральним атомом через два або більше атомів. Такі ліганди займають навколо комплексоутворювача два, три або більше місць і називаються бі-, три-, та полідентатними.

З лігандами різної ємності центральний атом утворює комплек­си різного виду. Наприклад, для Феруму (+3) добуто сполуки К3[Fе(СN)6], К3[Fе(С2О4)3], у яких ціанід-іони займають по одному координаційному місцю, а оксалат-іони – по два. Відомі випадки, коли ліганди з кількома функціональними групами проявляють монодентатність, наприклад гідразин Н2N–NН2.

Роль центрів координації найчастіше виконують катіони пере­хідних металів, інколи аніони або нейтральні атоми. Найліпше проявляють здатність до комплексоутворення метали восьмої гру­пи, підгруп Купруму та Цинку, найгірше – лужні й лужноземельні метали. Комплексоутворювальна спроможність елементів однієї і тієї ж підгрупи зростає зі зменшенням активності металу та збільшенням його ступеня окиснення. Найтиповішими комплексо­утворю-вальними аніонами є І–, Сl–, Вr–", NСS–, а неметалами – В, Sі, Р, N.

Дата добавления: 2014-01-07