Тема 3.5. Комплексні речовини

План

1. Координаційна теорія Вернера. *

1. Класифікація комплексних сполук. *
2. Номенклатура комплексних сполук. **
3. Дисоціація та константа нестійкості.**

1. В кінці 19 ст. стали відомі багато чисельні приклади складних сполук, які неможливо було зрозуміти з позицій існуючих уявлень про валентності. Ці речовини почали називати комплексними (координаційними). Комплексними називають складні сполуки, які містять комплексний іон, що складається з комплексоутворювача та координованих навколо нього лігандів і який здатний самостійно існувати у розчині.

Найбільш вдало властивості і будову комплексних сполук пояснює координаційна теорія Альфреда Вернера, запропонована в 1893р.

Згідно з координаційною теорією, у молекулі будь-якої комплексної сполуки один з йонів, звичайно позитивно заряджений, займає центральне місце і називається комплексоутворювачем або центральним йоном. У безпосередній близькості навколо цього йона розміщено (координовано) деяке число протилежно заряджених йонів або електронейтральних молекул, що називаються лігандами, які утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки. Решта йонів, які не розмістилися у внутрішній сфері, містяться на дальшій відстані від центрального йона, утворюючи зовнішню координаційну сферу. Число лігандів, що оточують центральний йон, називається координаційним числом.

Приклад:

Внутрішня сфера комплексних сполук може бути нейтральною або зарядженою (позитивно і негативно), наприклад:

[Ni(CO)₄] – нейтральна внутрішня сфера (сполука складається тільки з внутрішньої сфери)

K[Ag(CN)₂] – негативно заряджена внутрішня сфера (комплексний аніон)

[Co(NH₃)₆]Cl₃ – позитивно заряджена внутрішня сфера (комплексний катіон)

2. а) Залежно від кислотності середовища водного розчину комплексних сполук їх поділяють на комплексні кислоти, комплексні основи та комплексні солі. Розчини комплексних кислот мають кислее середовище, оскільки вони дисоціюють з утворенням іонів гідрогену: H₂[SiF₆] ↔ 2H⁺ + [SiF₆]^2–.

Комплексні основи у розчині відщеплюють гідроксид-іони, внаслідок чого їх розчини мають лужне середовище: [Ag(NH₃)₂]OH ↔ [Ag(NH₃)₂]⁺ + OH^–.

Комплексні солі дисоціюють з утворенням катіонів та аніонів, причому одна з частинок є комплексним іоном: [Zn(NH₃)₄]SO₄ ↔ [Zn(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–.

Нейтральні комплекси є неелектролітами, вони практично не дисоціюють у розчині.

б) За природою лігандів розрізняють такі типии комплексних сполук:

Аквакомплекси — сполуки, у яких лігандами є молекули води: [Co(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₆]₂(SO₄)₃, [Ca(H₂O)₆]Cl₂.

Аміакати та амінати містять комплексні іони, лігандами яких є молекули аміаку або амінів (метиламіну CH₃NH₂, етиламіну C₂H₅NH₂, етилендіаміну H₂NCH₂CH₂NH₂): [Ag(NH₃)₂]OH, [Cu(NH₃)₄](OH)₂, [Co(En)₃](OH)₃.

Ацидокомплекси містять ліганди, які є кислотними залишками: K[BiI₄], Na₂[NiCl₄], Na₃[AlF₆], Na₃[Ag(S₂O₃)₂].

Гідроксокомплекси – сполуки, лігандами яких є гідроксид-іони: Na₂[Be(OH)₄], K₃[Al(OH)₆], Na₂[Sn(OH)₆].

Комплексні сполуки змішаного типу містять різні ліганди як іони, так і нейтральні молекули: [Co(H₂O)(NH₃)₄Cl]Cl₂, [Pt(NH₃)₃Cl₃].

3. Спочатку називають катіон, а потім аніон. Якщо сполуки неелектролітного типу, то його називають одним словом. Ступінь окиснення центрального атома позначають римською цифрою в круглих дужках. Нейтральний ліганд називають так як і молекулу (Н₂О – аква,

NH₃ – амін, СО – карбоніл, NO – нітрозил), а до лігандів-аніонів додають суфікс –о. При цьому спочатку називають від’ємні, а потім нейтральні ліганди. Перед назвами лігандів застосовують префікси (ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-) у відповідності з їх числом у внутрішній сфері. Назву комплексного йону пишуть в одне слово.

Приклад: [Co(NH₃)₆]Cl₃ – гексамінкобальт(ІІІ) хлорид

[Co(NH₃)₅H₂O]Cl₃ – аквопентамінкобальт(ІІІ) хлорид

[Pt(NH₃)₂Br₂] – дибромодиамінплатина(ІІ)

Якщо комплексний йон є аніоном, то до його назви додається –ат.

Приклад: (NH₄)₂[PdCl₄] – амоній тетрахлоропаладат(ІІ)

K[PtNH₃Br₅] – калій пентабромоамінплатинат(IV)

3. Часточки, що містяться у зовнішній сфері, зв’язані з комплексним йоном переважно електростатичними силами і легко відщеплюються у водному розчині. Ця дисоціація називається первинною (проходить майже повністю). Ліганди, розміщені у внутрішній сфері, зв’язані з центральним атомом значно міцніше і відщеплюються лише невеликою мірою. Оборотне розкладання внутрішньої сфери комплексної сполуки називається вторинною дисоціацією.

Приклад: первинна дисоціація K[Ag(CN)₂]: K[Ag(CN)₂] ↔ K⁺ + [Ag(CN)₂]^-

вторинна дисоціація: [Аg(CN)₂]^- ↔ Ag⁺ + 2CN^-

Як рівноважний процес розпад комплексного йона можна характеризувати константою рівноваги, що називається константою нестійкості комплексу.

Приклад:

Контрольні запитання:

1. Будова комплексних сполук згідно теорії Вернера.
2. Правила номенклатури координаційних сполук
3. Дати назви комплексним речовинам, вказати внутрішню та зовнішню сфери та їх заряди, ліганди, координаційне число, комплексоутворювач та його ступінь окиснення: [Co(NH₃)₃(NO₂)₃], [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂· H₂O, [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl · 2H₂O
4. Складіть рівняння дисоціації комплексних сполук: [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], [Cr(H₂O)₆]Cl₃.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. ХVІІІ, §§ 203-208, с. 582-606.