Основные положения и понятия координационной теории

Комплексные соединения

Комплексные соединенияэто молекулярные или ионные соединения, образующиеся путем присоединения к атому или иону металла или неметалла, нейтральных молекул или других ионов. Они способны существовать как в кристалле, так и в растворе независимо в обычных условиях. Реакции, в результате которых образуются комплексные соединения, носят название реакций комплексообразования.

Основные положения и понятия координационной теории.

Строение комплексных соединений объясняет координационная теория, предложенная швейцарским химиком А. Вернером (1893 г.) в которую он ввел два понятия: о координации и о побочной валентности.

По Вернеру главной валентностьюназывается валентность посредством которой соединяются атомы с образованием простых соединений, подчиняющихся теории валентности. Но, исчерпав главную валентность, атом способен, как правило, к дальнейшему присоединению за счет побочной валентности, в результате проявления которой и образуется комплексное соединение.

Основу координационной теории составляют следующие положения:

1) центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь– обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл);

2) вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды, т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы; число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь, называется координационным числом;

3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения (в формулах комплекс заключают в квадратные скобки);

4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферукомплексного соединения.

Можно сказать, что комплексные соединения это соединения, молекулы которых состоят из центрального атома (или иона) непосредственно связанного с определённым числом других молекул или ионов, называемых лигандами.

В роли комплексообразователей чаще всего выступают катионы металлов (Со⁺³, Рt⁺⁴, Cr⁺³, Cu⁺²Au⁺³ и др.).

В качестве лигандов могут выступать ионы Cl^-, CN^-, NCS^-, NO₂^-, OH^-, SO₄^2- и нейтральные молекулы (NH₃, H₂O, амины, аминокислоты, спирты, тиоспирты, РН₃, эфиры).

Число координационных мест, занимаемых лигандом около комплексообразователя, называется его координационной ёмкостьюили дентатностью.

Лиганды, присоединенные к комплексообразователю одной связью, занимают одно координационное место и называются монодентатными (Cl^-, CN^-, NCS^-). Если же лиганд присоединён к комплексообразователю посредством нескольких связей, то он является полидентатным. Например: SO₄^2- , СО₃^2-являются бидентатными.

Ионы внешней сферы связаны менее прочно по сравнению с лигандами и пространственно удалены от комплексообразователя. Они легко замещаются другими ионами в водных растворах.

Например, в соединении К₃[Fe(CN)₆] комплексообразователем является Fe⁺², лигандами - CN^-. Два лиганда присоединены за счет главной валентности, а 4 – за счет побочной валентности, следовательно координационное число равно 6.

Ион Fe⁺² с лигандами CN^- составляют внутреннюю сферу или комплекс, а ионы К⁺ внешнюю координационную сферу:

Как правило, координационное число равно удвоенному заряду катиона металла, например: однозарядные катионы имеют координационное число равное 2, 2-х зарядные – 4, а 3-х зарядные – 6. если элемент проявляет переменную степень окисления, то с увеличением её координационное число растет. Для некоторых комплексообразователей координационное число является постоянным, например: Со⁺³, Рt⁺⁴, Cr⁺³ имеют координационное число равное 6, у ионов В⁺³, Ве⁺², Сu⁺² , Au⁺³ координационное число равно 4. Для большинства ионов координационное число является переменным и зависит от природы ионов внешней сферы и от условий образования комплексов.