Cu nh3 4 Name. Komplexe Zusammenhänge. Br – Trichlortriamminplatin(IV)bromid
Kapitel 17. Komplexe Zusammenhänge
17.1. Grundlegende Definitionen
In diesem Kapitel lernen Sie eine spezielle Gruppe komplexer Stoffe kennen, die sogenannte umfassend(oder Koordinierung) Verbindungen.
Derzeit ist eine strenge Definition des Begriffs „ komplexes Teilchen“ Nein. Üblicherweise wird die folgende Definition verwendet.
Beispielsweise ist ein hydratisiertes Kupferion 2 ein komplexes Teilchen, da es tatsächlich in Lösungen und einigen kristallinen Hydraten vorkommt, es aus Cu 2 -Ionen und H 2 O-Molekülen gebildet wird, Wassermoleküle echte Moleküle sind und Cu 2 -Ionen in Kristallen existieren vieler Kupferverbindungen. Im Gegenteil ist das SO 4 2 -Ion kein komplexes Teilchen, da O 2 -Ionen zwar in Kristallen vorkommen, das S 6 -Ion jedoch in chemischen Systemen nicht existiert.
Beispiele für andere komplexe Teilchen: 2, 3, , 2.
Gleichzeitig werden NH 4- und H 3 O-Ionen als komplexe Teilchen klassifiziert, obwohl H-Ionen in chemischen Systemen nicht vorkommen.
Manchmal werden komplexe chemische Partikel als komplexe Partikel bezeichnet, deren Bindungen ganz oder teilweise nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden. Bei den meisten komplexen Partikeln ist dies der Fall, aber beispielsweise in Kaliumalaun SO 4 im Komplexpartikel 3 wird die Bindung zwischen den Al- und O-Atomen tatsächlich nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet, und im komplexen Partikel ist dies der Fall nur eine elektrostatische (Ionen-Dipol-)Wechselwirkung. Dies wird durch die Existenz eines komplexen Partikels mit ähnlicher Struktur in Eisen-Ammonium-Alaun bestätigt, in dem nur eine Ionen-Dipol-Wechselwirkung zwischen Wassermolekülen und dem NH 4 -Ion möglich ist.
Aufgrund ihrer Ladung können komplexe Teilchen Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle sein. Komplexe Verbindungen, die solche Partikel enthalten, können verschiedenen Klassen chemischer Substanzen (Säuren, Basen, Salze) angehören. Beispiele: (H 3 O) ist eine Säure, OH ist eine Base, NH 4 Cl und K 3 sind Salze.
Typischerweise ist der Komplexbildner ein Atom des Elements, das das Metall bildet, es kann aber auch ein Atom von Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel, Jod und anderen Elementen sein, die Nichtmetalle bilden. Der Oxidationszustand des Komplexbildners kann positiv, negativ oder Null sein; Wenn eine komplexe Verbindung aus einfacheren Substanzen gebildet wird, verändert sie sich nicht.
Liganden können Partikel sein, die vor der Bildung einer Komplexverbindung Moleküle (H 2 O, CO, NH 3 usw.), Anionen (OH, Cl, PO 4 3 usw.) sowie ein Wasserstoffkation waren . Unterscheiden nicht identifiziert oder einzähnige Liganden (durch eines ihrer Atome, also durch eine -Bindung, mit dem Zentralatom verbunden), zweizähnig(durch zwei ihrer Atome, also durch zwei -Bindungen, mit dem Zentralatom verbunden), dreizähnig usw.
Wenn die Liganden nicht identifiziert sind, ist die Koordinationszahl gleich der Anzahl solcher Liganden.
Die CN hängt von der elektronischen Struktur des Zentralatoms, seinem Oxidationszustand, der Größe des Zentralatoms und der Liganden, den Bedingungen für die Bildung der Komplexverbindung, der Temperatur und anderen Faktoren ab. CN kann Werte von 2 bis 12 annehmen. Am häufigsten sind es sechs, etwas seltener – vier.
Es gibt komplexe Teilchen mit mehreren Zentralatomen.
Es werden zwei Arten von Strukturformeln komplexer Teilchen verwendet: die Angabe der formalen Ladung des Zentralatoms und der Liganden oder die Angabe der formalen Ladung des gesamten komplexen Teilchens. Beispiele:
Um die Form eines komplexen Teilchens zu charakterisieren, wird das Konzept eines Koordinationspolyeders (Polyeders) verwendet.
Zu den Koordinationspolyedern gehören auch ein Quadrat (CN = 4), ein Dreieck (CN = 3) und eine Hantel (CN = 2), obwohl diese Figuren keine Polyeder sind. Beispiele für Koordinationspolyeder und komplexe Teilchen mit entsprechenden Formen für die häufigsten CN-Werte sind in Abb. dargestellt. 1.
17.2. Klassifizierung komplexer Verbindungen
Komplexe Verbindungen werden als chemische Substanzen in ionische Verbindungen (manchmal auch als „ionische Verbindungen“ bezeichnet) unterteilt ionisch) und molekular ( nichtionisch) Verbindungen. Ionische Komplexverbindungen enthalten geladene Komplexteilchen – Ionen – und sind Säuren, Basen oder Salze (siehe § 1). Molekulare Komplexverbindungen bestehen beispielsweise aus ungeladenen komplexen Teilchen (Molekülen): oder – ihre Einordnung in eine Hauptklasse chemischer Substanzen ist schwierig.
Die in komplexen Verbindungen enthaltenen komplexen Partikel sind sehr vielfältig. Daher werden für ihre Klassifizierung mehrere Klassifizierungsmerkmale verwendet: die Anzahl der Zentralatome, die Art des Liganden, die Koordinationszahl und andere.
Entsprechend der Anzahl der Zentralatome komplexe Teilchen werden unterteilt in Einzelprozessor Und Multi-Core. Die Zentralatome mehrkerniger komplexer Teilchen können entweder direkt oder über Liganden miteinander verbunden sein. In beiden Fällen bilden die Zentralatome mit Liganden eine einzige innere Kugel der Komplexverbindung:
Basierend auf der Art der Liganden werden komplexe Partikel unterteilt in
1) Aquakomplexe, also komplexe Teilchen, in denen Wassermoleküle als Liganden vorhanden sind. Kationische Aquakomplexe sind mehr oder weniger stabil, anionische Aquakomplexe sind instabil. Alle Kristallhydrate gehören zu Verbindungen, die Aquakomplexe enthalten, zum Beispiel:
Mg(ClO 4) 2. 6H 2 O ist eigentlich (ClO 4) 2;
BeSO 4. 4H 2 O ist eigentlich SO 4;
Zn(BrO 3) 2. 6H 2 O ist eigentlich (BrO 3) 2;
CuSO4. 5H 2 O ist eigentlich SO 4. H2O.
2) Hydroxo-Komplexe, also komplexe Teilchen, in denen Hydroxylgruppen als Liganden vorhanden sind, die Hydroxidionen waren, bevor sie in die Zusammensetzung des komplexen Teilchens eingingen, zum Beispiel: 2, 3, .
Hydroxokomplexe werden aus Aquakomplexen gebildet, die die Eigenschaften kationischer Säuren aufweisen:
2 + 4OH = 2 + 4H 2 O
3) Ammoniak, also komplexe Partikel, in denen NH 3 -Gruppen als Liganden vorhanden sind (vor der Bildung eines komplexen Partikels - Ammoniakmoleküle), zum Beispiel: 2, , 3.
Ammoniak kann auch aus aquatischen Komplexen gewonnen werden, zum Beispiel:
2 + 4NH 3 = 2 + 4 H 2 O
Die Farbe der Lösung ändert sich in diesem Fall von Blau nach Ultramarin.
4) Säurekomplexe, also komplexe Partikel, in denen Säurereste sowohl sauerstofffreier als auch sauerstoffhaltiger Säuren als Liganden vorhanden sind (vor der Bildung eines komplexen Partikels - Anionen, zum Beispiel: Cl, Br, I, CN, S 2, NO 2, S 2 O 3 2 , CO 3 2 , C 2 O 4 2 usw.).
Beispiele für die Bildung von Säurekomplexen:
Hg 2 + 4I = 2
AgBr + 2S 2 O 3 2 = 3 + Br
Die letztgenannte Reaktion wird in der Fotografie verwendet, um nicht umgesetztes Silberbromid aus fotografischen Materialien zu entfernen.
(Bei der Entwicklung von Fotofilmen und Fotopapieren wird der unbelichtete Teil des in der Fotoemulsion enthaltenen Silberbromids durch den Entwickler nicht reduziert. Um es zu entfernen, wird diese Reaktion verwendet (der Vorgang wird „Fixieren“ genannt, da das nicht entfernte Silberbromid zersetzt sich im Licht allmählich und zerstört das Bild)
5) Komplexe, in denen Wasserstoffatome die Liganden sind, werden in zwei völlig unterschiedliche Gruppen eingeteilt: Hydrid Komplexe und Komplexe, die in der Komposition enthalten sind Onium Verbindungen.
Bei der Bildung von Hydridkomplexen – , , – ist das Zentralatom ein Elektronenakzeptor und der Donor das Hydridion. Die Oxidationsstufe der Wasserstoffatome in diesen Komplexen beträgt –1.
In Oniumkomplexen ist das Zentralatom ein Elektronendonor und der Akzeptor ein Wasserstoffatom in der Oxidationsstufe +1. Beispiele: H 3 O oder – Oxoniumion, NH 4 oder – Ammoniumion. Darüber hinaus gibt es substituierte Derivate solcher Ionen: – Tetramethylammoniumion, – Tetraphenylarsoniumion, – Diethyloxoniumion usw.
6) Carbonyl Komplexe – Komplexe, in denen CO-Gruppen als Liganden vorhanden sind (vor der Bildung des Komplexes – Kohlenmonoxidmoleküle), zum Beispiel: , , usw.
7) Anionhalogenate Komplexe – Komplexe vom Typ .
Anhand der Art der Liganden werden auch andere Klassen komplexer Partikel unterschieden. Darüber hinaus gibt es komplexe Partikel mit unterschiedlichen Ligandentypen; Das einfachste Beispiel ist der Aqua-Hydroxo-Komplex.
17.3. Grundlagen der komplexen zusammengesetzten Nomenklatur
Die Formel einer komplexen Verbindung wird auf die gleiche Weise zusammengestellt wie die Formel jeder ionischen Substanz: An erster Stelle steht die Formel des Kations und an zweiter Stelle die Formel des Anions.
Die Formel eines komplexen Teilchens wird in eckigen Klammern in der folgenden Reihenfolge geschrieben: Zuerst wird das Symbol des komplexbildenden Elements platziert, dann die Formeln der Liganden, die vor der Bildung des Komplexes Kationen waren, dann die Formeln der Liganden die vor der Bildung des Komplexes neutrale Moleküle waren, und danach die Formeln der Liganden, die vor der Bildung des Komplexes Anionen waren.
Der Name einer komplexen Verbindung ist auf die gleiche Weise aufgebaut wie der Name eines Salzes oder einer Base (komplexe Säuren werden Wasserstoff- oder Oxoniumsalze genannt). Der Name der Verbindung umfasst den Namen des Kations und den Namen des Anions.
Der Name des Komplexteilchens umfasst den Namen des Komplexbildners und die Namen der Liganden (der Name wird gemäß der Formel geschrieben, jedoch von rechts nach links. Bei Komplexbildnern werden die russischen Namen der Elemente in Kationen verwendet und lateinische in Anionen.
Namen der häufigsten Liganden:
| H 2 O – Aqua | Cl – Chlor | SO 4 2 – Sulfato | OH – Hydroxo |
| CO – Carbonyl | Br – Brom | CO 3 2 – Carbonato | H – Hydrido |
| NH 3 – Ammin | NO 2 – Nitro | CN – Cyano | NEIN – Nitroso |
| NEIN – Nitrosyl | O 2 – Oxo | NCS – Thiocyanat | H+I – Wasserkraft |
Beispiele für Namen komplexer Kationen:
Beispiele für Namen komplexer Anionen:
2 – Tetrahydroxozinkation
3 – Di(thiosulfato)argentat(I)-Ion
3 – Hexacyanochromat(III)-Ion
– Tetrahydroxodiaquaalumination
– Tetranitrodiammin-Cobaltat(III)-Ion
3 – Pentacyanoaquaferrat(II)-Ion
Beispiele für Namen neutraler komplexer Teilchen:
Ausführlichere Nomenklaturregeln sind in Nachschlagewerken und speziellen Handbüchern enthalten.
17.4. Chemische Bindungen in komplexen Verbindungen und ihre Struktur
In kristallinen Komplexverbindungen mit geladenen Komplexen ist die Bindung zwischen dem Komplex und den Ionen der Außensphäre ionisch, die Bindungen zwischen den übrigen Teilchen der Außensphäre sind intermolekular (einschließlich Wasserstoff). Bei molekularen Komplexverbindungen ist die Verbindung zwischen den Komplexen intermolekular.
In den meisten komplexen Teilchen sind die Bindungen zwischen dem Zentralatom und den Liganden kovalent. Alle oder ein Teil davon werden nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet (infolgedessen - mit einer Änderung der formalen Ladungen). In den am wenigsten stabilen Komplexen (z. B. in Aquakomplexen von Alkali- und Erdalkalielementen sowie Ammonium) werden die Liganden durch elektrostatische Anziehung gehalten. Die Bindung in komplexen Partikeln wird oft als Donor-Akzeptor- oder Koordinationsbindung bezeichnet.
Betrachten wir seine Entstehung am Beispiel der Eisen(II)-Aquakation. Dieses Ion entsteht durch die Reaktion:
FeCl 2cr + 6H 2 O = 2 + 2Cl
Die elektronische Formel des Eisenatoms lautet 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 6. Lassen Sie uns ein Diagramm der Valenzunterebenen dieses Atoms erstellen:
Bei der Bildung eines doppelt geladenen Ions verliert das Eisenatom zwei 4 S-Elektron:
Das Eisenion nimmt sechs Elektronenpaare von Sauerstoffatomen von sechs Wassermolekülen in freie Valenzorbitale auf:
Es entsteht ein komplexes Kation, dessen chemische Struktur durch eine der folgenden Formeln ausgedrückt werden kann:
Die räumliche Struktur dieses Teilchens wird durch eine der räumlichen Formeln ausgedrückt:
Die Form des Koordinationspolyeders ist Oktaeder. Alle Fe-O-Bindungen sind gleich. Angeblich sp 3 D 2 - AO-Hybridisierung des Eisenatoms. Die magnetischen Eigenschaften des Komplexes weisen auf das Vorhandensein ungepaarter Elektronen hin.
Wenn FeCl 2 in einer Lösung gelöst wird, die Cyanidionen enthält, findet die Reaktion statt
FeCl 2cr + 6CN = 4 + 2Cl.
Der gleiche Komplex wird durch Zugabe einer Lösung von Kaliumcyanid KCN zu einer Lösung von FeCl 2 erhalten:
2 + 6CN = 4 + 6H 2 O.
Dies deutet darauf hin, dass der Cyanidkomplex stärker ist als der Aquakomplex. Darüber hinaus weisen die magnetischen Eigenschaften des Cyanidkomplexes auf das Fehlen ungepaarter Elektronen im Eisenatom hin. All dies ist auf die etwas andere elektronische Struktur dieses Komplexes zurückzuführen:
„Stärkere“ CN-Liganden bilden stärkere Bindungen mit dem Eisenatom, der Energiegewinn reicht aus, um die Hundsche Regel zu „brechen“ und 3 freizusetzen D-Orbitale für einzelne Ligandenpaare. Die räumliche Struktur des Cyanid-Komplexes ist die gleiche wie die des Aqua-Komplexes, die Art der Hybridisierung ist jedoch unterschiedlich – D 2 sp 3 .
Die „Stärke“ des Liganden hängt in erster Linie von der Elektronendichte der Wolke aus freien Elektronenpaaren ab, d. h. sie nimmt mit abnehmender Atomgröße, mit abnehmender Hauptquantenzahl zu, hängt von der Art der EO-Hybridisierung und einigen anderen Faktoren ab . Die wichtigsten Liganden lassen sich in einer Reihe zunehmender „Stärke“ (einer Art „Aktivitätsreihe“ von Liganden) anordnen, diese Reihe nennt man spektrochemische Reihe von Liganden:
| ICH; Br; : SCN, Cl, F, OH, H2O; : NCS, NH 3; SO 3 S : 2 ; : CN, CO |
Für die Komplexe 3 und 3 sind die Bildungsschemata wie folgt:
|
|
Für Komplexe mit CN = 4 sind zwei Strukturen möglich: Tetraeder (im Fall S. 3-Hybridisierung), zum Beispiel 2, und ein flaches Quadrat (im Fall dsp 2-Hybridisierung), zum Beispiel 2.
17.5. Chemische Eigenschaften komplexer Verbindungen
Komplexe Verbindungen zeichnen sich in erster Linie durch die gleichen Eigenschaften aus wie gewöhnliche Verbindungen derselben Klassen (Salze, Säuren, Basen).
Ist die Komplexverbindung eine Säure, dann ist sie eine starke Säure; ist sie eine Base, dann ist sie eine starke Base. Diese Eigenschaften komplexer Verbindungen werden nur durch die Anwesenheit von H 3 O- oder OH-Ionen bestimmt. Darüber hinaus gehen komplexe Säuren, Basen und Salze gewöhnliche Austauschreaktionen ein, zum Beispiel:
SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + Cl 2
FeCl 3 + K 4 = Fe 4 3 + 3KCl
Die letzte dieser Reaktionen wird als qualitative Reaktion für Fe 3 -Ionen verwendet. Die resultierende ultramarinfarbene unlösliche Substanz wird „Preußischblau“ genannt [systematische Bezeichnung: Eisen(III)-Kaliumhexacyanoferrat(II).
Darüber hinaus kann das komplexe Teilchen selbst eine Reaktion eingehen, und je aktiver es ist, desto instabiler ist es. Typischerweise handelt es sich dabei um Ligandensubstitutionsreaktionen, die in Lösung ablaufen, zum Beispiel:
2 + 4NH 3 = 2 + 4H 2 O,
sowie Säure-Base-Reaktionen wie z
2 + 2H 3 O = + 2H 2 O
2 + 2OH = + 2H 2 O
Das bei diesen Reaktionen gebildete Produkt wird nach Isolierung und Trocknung in Zinkhydroxid umgewandelt:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O
Die letzte Reaktion ist das einfachste Beispiel für die Zersetzung einer komplexen Verbindung. In diesem Fall erfolgt es bei Raumtemperatur. Andere komplexe Verbindungen zersetzen sich beim Erhitzen, zum Beispiel:
SO4. H 2 O = CuSO 4 + 4NH 3 + H 2 O (über 300 o C)
4K 3 = 12KNO 2 + 4CoO + 4NO + 8NO 2 (über 200 o C)
K 2 = K 2 ZnO 2 + 2H 2 O (über 100 o C)
Um die Möglichkeit einer Ligandensubstitutionsreaktion abzuschätzen, kann eine spektrochemische Reihe verwendet werden, die sich an der Tatsache orientiert, dass stärkere Liganden weniger starke aus der inneren Sphäre verdrängen.
17.6. Isomerie komplexer Verbindungen
Isomerie komplexer Verbindungen ist damit verbunden
1) mit möglichen unterschiedlichen Anordnungen von Liganden und Außensphärenpartikeln,
2) mit einer anderen Struktur des komplexen Teilchens selbst.
Die erste Gruppe umfasst Hydrat(Im Algemeinen Solvat) Und Ionisation Isomerie, zur Sekunde - räumlich Und optisch.
Hydratisomerie ist mit der Möglichkeit einer unterschiedlichen Verteilung von Wassermolekülen in den äußeren und inneren Sphären einer komplexen Verbindung verbunden, zum Beispiel: (rotbraune Farbe) und Br 2 (blaue Farbe).
Ionisationsisomerie ist mit der Möglichkeit unterschiedlicher Ionenverteilungen in der äußeren und inneren Sphäre verbunden, zum Beispiel: SO 4 (lila) und Br (rot). Die erste dieser Verbindungen bildet durch Reaktion mit einer Bariumchloridlösung einen Niederschlag, die zweite mit einer Silbernitratlösung.
Räumliche (geometrische) Isomerie, auch cis-trans-Isomerie genannt, ist charakteristisch für quadratische und oktaedrische Komplexe (für tetraedrische Komplexe unmöglich). Beispiel: cis-trans-Isomerie eines quadratischen Komplexes
Die optische (Spiegel-)Isomerie unterscheidet sich im Wesentlichen nicht von der optischen Isomerie in der organischen Chemie und ist charakteristisch für tetraedrische und oktaedrische Komplexe (für quadratische Komplexe unmöglich).
Komplexe Zusammenhänge
Vorlesungsnotizen
Ziele. Vorstellungen über die Zusammensetzung, Struktur, Eigenschaften und Nomenklatur komplexer Verbindungen entwickeln; Fähigkeiten entwickeln, um den Oxidationszustand eines Komplexbildners zu bestimmen und Dissoziationsgleichungen für komplexe Verbindungen aufzustellen.
Neue Konzepte: Komplexverbindung, Komplexbildner, Ligand, Koordinationszahl, äußere und innere Sphären des Komplexes.
Ausrüstung und Reagenzien. Ein Gestell mit Reagenzgläsern, konzentrierter Ammoniaklösung, Lösungen von Kupfer(II)sulfat, Silbernitrat, Natriumhydroxid.
WÄHREND DES UNTERRICHTS
Laborerfahrung. Ammoniaklösung zur Kupfer(II)sulfatlösung hinzufügen. Die Flüssigkeit nimmt eine intensive blaue Farbe an.
Was ist passiert? Chemische Reaktion? Bisher wussten wir nicht, dass Ammoniak mit Salz reagieren kann. Welcher Stoff ist entstanden? Wie lautet seine Formel, Struktur, Name? Zu welcher Verbindungsklasse gehört es? Kann Ammoniak mit anderen Salzen reagieren? Gibt es ähnliche Zusammenhänge? Diese Fragen müssen wir heute beantworten.
Um die Eigenschaften einiger Eisen-, Kupfer-, Silber- und Aluminiumverbindungen besser untersuchen zu können, benötigen wir Kenntnisse über komplexe Verbindungen.
Lassen Sie uns unsere Erfahrung fortsetzen. Teilen Sie die resultierende Lösung in zwei Teile. Zu einem Teil Lauge hinzufügen. Es wird keine Ausfällung von Kupfer(II)-hydroxid Cu(OH) 2 beobachtet, daher sind in der Lösung keine doppelt geladenen Kupferionen vorhanden oder es sind zu wenige davon vorhanden. Daraus können wir schließen, dass Kupferionen mit dem zugesetzten Ammoniak interagieren und einige neue Ionen bilden, die mit OH-Ionen keine unlösliche Verbindung eingehen.
Gleichzeitig bleiben die Ionen unverändert. Dies kann durch Zugabe einer Bariumchloridlösung zur Ammoniaklösung überprüft werden. Es bildet sich sofort ein weißer Niederschlag von BaSO 4.
Untersuchungen haben ergeben, dass die dunkelblaue Farbe einer Ammoniaklösung auf das Vorhandensein komplexer 2+-Ionen zurückzuführen ist, die durch die Addition von vier Ammoniakmolekülen an das Kupferion entstehen. Wenn Wasser verdunstet, binden 2+-Ionen an Ionen und aus der Lösung werden dunkelblaue Kristalle freigesetzt, deren Zusammensetzung durch die Formel SO 4 H 2 O ausgedrückt wird.
Komplexe Verbindungen sind solche, die komplexe Ionen und Moleküle enthalten, die sowohl in kristalliner Form als auch in Lösungen vorliegen können.
Die Formeln von Molekülen oder Ionen komplexer Verbindungen werden üblicherweise in eckige Klammern gesetzt. Komplexe Verbindungen werden aus gewöhnlichen (nicht komplexen) Verbindungen gewonnen.
Beispiele für den Erhalt komplexer Verbindungen
Die Struktur komplexer Verbindungen wird auf der Grundlage der 1893 vom Schweizer Chemiker Alfred Werner, Nobelpreisträger, vorgeschlagenen Koordinationstheorie betrachtet. Seine wissenschaftliche Tätigkeit fand an der Universität Zürich statt. Der Wissenschaftler synthetisierte viele neue komplexe Verbindungen, systematisierte bereits bekannte und neu gewonnene komplexe Verbindungen und entwickelte experimentelle Methoden zum Nachweis ihrer Struktur.
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A. Werner
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Nach dieser Theorie werden komplexe Verbindungen unterschieden Komplexbildner, extern Und innere Sphäre. Der Komplexbildner ist normalerweise ein Kation oder ein neutrales Atom. Die innere Kugel besteht aus einer bestimmten Anzahl von Ionen oder neutralen Molekülen, die fest an den Komplexbildner gebunden sind. Sie heißen Liganden. Die Anzahl der Liganden bestimmt Koordinationsnummer(CN) Komplexbildner.
Beispiel einer komplexen Verbindung
Bei der im Beispiel betrachteten Verbindung SO 4 H 2 O bzw. CuSO 4 · 5H 2 O handelt es sich um ein kristallines Hydrat von Kupfer(II)sulfat.
Bestimmen wir die Bestandteile anderer komplexer Verbindungen, zum Beispiel K 4.
(Referenz. Ein Stoff mit der Formel HCN ist Blausäure. Salze der Blausäure werden Cyanide genannt.)
Der Komplexbildner ist das Eisenion Fe 2+, die Liganden sind Cyanidionen CN –, die Koordinationszahl beträgt sechs. Alles, was in eckigen Klammern steht, ist die innere Sphäre. Kaliumionen bilden die äußere Sphäre der Komplexverbindung.
Die Bindung zwischen dem Zentralion (Atom) und den Liganden kann zweierlei Natur sein. Die Verbindung erfolgt einerseits durch die Kräfte der elektrostatischen Anziehung. Andererseits zwischen dem Zentralatom und den Liganden Eine Bindung kann durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus ähnlich dem Ammoniumion gebildet werden. In vielen komplexen Verbindungen beruht die Bindung zwischen dem Zentralion (Atom) und den Liganden sowohl auf den Kräften der elektrostatischen Anziehung als auch auf der Bindung, die durch die freien Elektronenpaare des Komplexbildners und die freien Orbitale der Liganden entsteht.
Komplexe Verbindungen mit einer äußeren Kugel sind starke Elektrolyte und dissoziieren in wässrigen Lösungen fast vollständig in das Komplexion und die Komplexionen äußere Sphäre. Zum Beispiel:
SO 4 2+ + .
Bei Austauschreaktionen wandern komplexe Ionen von einer Verbindung zur anderen, ohne ihre Zusammensetzung zu ändern:
SO 4 + BaCl 2 = Cl 2 + BaSO 4.
Die innere Kugel kann positiv, negativ oder null geladen sein.
Wenn die Ladung der Liganden die Ladung des Komplexbildners kompensiert, nennt man solche Komplexverbindungen neutrale oder Nichtelektrolytkomplexe: Sie bestehen nur aus dem Komplexbildner und Innensphärenliganden.
Ein solcher neutraler Komplex ist beispielsweise .
Die typischsten Komplexbildner sind Kationen D-Elemente.
Liganden können sein:
a) polare Moleküle – NH 3, H 2 O, CO, NO;
b) einfache Ionen – F – , Cl – , Br – , I – , H – , H + ;
c) komplexe Ionen – CN –, SCN –, NO 2 –, OH –.
Betrachten wir eine Tabelle, die die Koordinationszahlen einiger Komplexbildner zeigt.
Nomenklatur komplexer Verbindungen. In einer Verbindung nennt man zuerst das Anion und dann das Kation. Bei der Angabe der Zusammensetzung der inneren Kugel werden zunächst die Anionen genannt und dem lateinischen Namen das Suffix - hinzugefügt. Ö-, zum Beispiel: Cl – – Chlor, CN – – Cyano, OH – – Hydroxo usw. Im Folgenden Neutralliganden und genannt hauptsächlich Ammoniak und seine Derivate. In diesem Fall werden folgende Begriffe verwendet: für koordiniertes Ammoniak - ammin, für Wasser - Aqua. Die Anzahl der Liganden wird in griechischen Worten angegeben: 1 – Mono, 2 – Di, 3 – Drei, 4 – Tetra, 5 – Penta, 6 – Hexa. Dann kommen sie zum Namen des Zentralatoms. Wenn das Zentralatom Teil der Kationen ist, verwenden Sie den russischen Namen des entsprechenden Elements und geben Sie dessen Oxidationsstufe in Klammern (in römischen Ziffern) an. Wenn das Zentralatom im Anion enthalten ist, dann Verwenden Sie den lateinischen Namen des Elements und fügen Sie am Ende die Endung hinzu - bei. Bei Nichtelektrolyten ist die Oxidationsstufe des Zentralatoms nicht angegeben, weil sie wird eindeutig aus dem Zustand der elektrischen Neutralität des Komplexes bestimmt.
Beispiele. Um einen Komplex Cl 2 zu benennen, bestimmen Sie die Oxidationsstufe
(ALSO.)
X Komplexbildner – Cu-Ion X+ :
1 X + 2 (–1) = 0,X = +2, C.O.(Cu) = +2.
Der Oxidationszustand des Kobaltions wird auf ähnliche Weise bestimmt:
j + 2 (–1) + (–1) = 0,j = +3, S.O.(Co) = +3.
Welche Koordinationszahl hat Kobalt in dieser Verbindung? Wie viele Moleküle und Ionen umgeben das Zentralion? Die Koordinationszahl von Kobalt beträgt sechs.
Der Name eines Komplexions wird in einem Wort geschrieben. Der Oxidationszustand des Zentralatoms wird durch eine in Klammern gesetzte römische Zahl angezeigt. Zum Beispiel:
Cl 2 – Tetraamminkupfer(II)chlorid,
NR. 3 –
Dichloraquatriammin-Kobalt(III)-nitrat,
K 3 – Hexacyanoferrat(III)
Kalium,
K 2 – Tetrachloroplatinat(II)
Kalium,
– Dichlortetraamminzink,
H 2 – Hexachlortansäure.
Am Beispiel einiger komplexer Verbindungen bestimmen wir die Struktur von Molekülen (komplexierendes Ion, sein SO, Koordinationszahl, Liganden, innere und äußere Sphäre), geben dem Komplex einen Namen und schreiben die Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation auf.
K 4 – Kaliumhexacyanoferrat(II),
K 4 4K + + 4– .
H – Tetrachlorgoldsäure (entsteht beim Auflösen von Gold in Königswasser),
H H + + –.
OH – Diamminsilber(I)-hydroxid (dieser Stoff nimmt an der „Silberspiegel“-Reaktion teil),
OH + + OH – .
Na – Tetrahydroxoaluminat Natrium,
Na Na + + – .
Zu den komplexen Verbindungen zählen auch viele organische Substanzen, insbesondere die bekannten Produkte der Wechselwirkung von Aminen mit Wasser und Säuren. Zum Beispiel Methyl-Ammoniumchlorid-Salze und Phenylammoniumchlorid sind komplexe Verbindungen. Nach der Koordinationstheorie haben sie folgenden Aufbau:
Dabei ist das Stickstoffatom ein Komplexbildner, die Wasserstoffatome am Stickstoff, die Methyl- und Phenylreste sind Liganden. Zusammen bilden sie die innere Sphäre. Die äußere Kugel enthält Chloridionen.
Viele organische Substanzen, die im Leben von Organismen von großer Bedeutung sind, sind komplexe Verbindungen. Dazu gehören Hämoglobin, Chlorophyll, Enzyme und usw.
Komplexe Verbindungen werden häufig verwendet:
1) in der analytischen Chemie zur Bestimmung vieler Ionen;
2) zur Trennung bestimmter Metalle und zur Gewinnung hochreiner Metalle;
3) als Farbstoffe;
4) um die Wasserhärte zu beseitigen;
5) als Katalysatoren für wichtige biochemische Prozesse.
Alle anorganischen Verbindungen werden in zwei Gruppen eingeteilt:
1. Verbindungen erster Ordnung, d.h. Verbindungen, die der Valenztheorie unterliegen;
2. Verbindungen höherer Ordnung, d.h. Verbindungen, die den Konzepten der Valenztheorie nicht gehorchen. Verbindungen höherer Ordnung umfassen Hydrate, Ammoniak usw.
CoCl 3 + 6 NH 3 = Co(NH 3) 6 Cl 3
Werner (Schweiz) führte das Konzept der Verbindungen höherer Ordnung in die Chemie ein und gab ihnen den Namen komplexe Verbindungen. Als CS klassifizierte er alle stabilsten Verbindungen höherer Ordnung, die sich in wässriger Lösung entweder gar nicht oder nur in unbedeutendem Maße in ihre Bestandteile zersetzen. Im Jahr 1893 schlug Werner vor, dass jedes Element nach der Sättigung auch eine zusätzliche Wertigkeit aufweisen kann – Koordinierung. Nach Werners Koordinationstheorie werden in jedem CS unterschieden:
Kl. 3: Komplexbildner (CO = Co), Liganden (NH 3), Koordinationszahl (CN = 6), innere Sphäre, äußere Umgebung (Cl 3), Koordinationskapazität.
Als Zentralatom bezeichnet man die innere Kugel, um die sich Ionen oder Moleküle gruppieren Komplexbildner. Die Rolle von Komplexbildnern übernehmen am häufigsten Metallionen, seltener neutrale Atome oder Anionen. Als Ionen oder Moleküle werden bezeichnet, die sich in der inneren Kugel um ein Zentralatom koordinieren Liganden. Liganden können Anionen sein: G -, OH-, CN-, CNS-, NO 2 -, CO 3 2-, C 2 O 4 2-, neutrale Moleküle: H 2 O, CO, G 2, NH 3, N 2 H4. Koordinationsnummer ist die Anzahl der Plätze in der inneren Sphäre des Komplexes, die von Liganden besetzt werden können. Die CN liegt üblicherweise höher als die Oxidationsstufe. CN = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Das häufigste CN = 4, 6, 2. Diese Zahlen entsprechen der symmetrischsten Konfiguration des Komplexes – Oktaeder (6), tetraedrisch (4) und linear (2). CC abhängig von der Art des Komplexbildners und der Liganden sowie von der Größe des CO und der Liganden. Koordinationsfähigkeit von Liganden ist die Anzahl der Plätze in der inneren Sphäre des Komplexes, die von jedem Liganden besetzt werden. Für die meisten Liganden ist die Koordinationsfähigkeit gleich eins ( einzähnige Liganden), seltener zwei ( zweizähnige Liganden), gibt es Liganden mit größerer Kapazität (3, 4,6) – mehrzähnige Liganden. Die Ladung des Komplexes muss numerisch gleich der Gesamtladung der äußeren Kugel sein und ein entgegengesetztes Vorzeichen haben. 3+ Cl 3 - .
Nomenklatur komplexer Verbindungen. Viele komplexe Verbindungen haben ihre historischen Namen beibehalten, die mit der Farbe oder dem Namen des Wissenschaftlers verbunden sind, der sie synthetisiert hat. Derzeit wird die IUPAC-Nomenklatur verwendet.
Reihenfolge der Auflistung der Ionen. Zuerst wird das Anion genannt, dann das Kation, während der Name des Anions die Wurzel des lateinischen Namens KO und der Name des Kations seinen russischen Namen im Genitiv verwendet.
Cl – Diamminsilberchlorid; K 2 – Kaliumtrichlorcuprat.
Reihenfolge der Auflistung der Liganden. Die Liganden im Komplex werden in der folgenden Reihenfolge aufgeführt: anionisch, neutral, kationisch – ohne Trennung durch einen Bindestrich. Anionen werden in der Reihenfolge H-, O 2-, OH-, einfache Anionen, komplexe Anionen, mehratomige Anionen und organische Anionen aufgeführt.
SO 4 – Chlornitrod(+4)
Ende der Koordinationsgruppen. Neutrale Gruppen werden genauso bezeichnet wie Moleküle. Ausnahmen sind Aqua (H 2 O), Amin (NH 3). Der Vokal „O“ wird an negativ geladene Anionen angehängt.
– Hexocyanoferrat (+3) Kobalthexaamin (+3)
Präfixe geben die Anzahl der Liganden an.
1 – Mono, 2 – Di, 3 – Drei, 4 – Tetra, 5 – Penta, 6 – Hexa, 7 – Hepta, 8 – Okta, 9 – Nona, 10 – Deka, 11 – Indeka, 12 – Dodeka, viele – poly.
Die Präfixe bis-, tris- werden vor Liganden mit komplexen Namen verwendet, wo es bereits Präfixe mono-, di- usw. gibt.
Cl 3 – Tris(ethylendiamin)eisenchlorid (+3)
In den Namen komplexer Verbindungen wird zuerst der anionische Teil im Nominativ mit dem Suffix -at und dann der kationische Teil im Genitiv angegeben. Allerdings werden vor dem Namen des Zentralatoms sowohl im anionischen als auch im kationischen Teil der Verbindung alle um dieses herum koordinierten Liganden aufgeführt und ihre Nummer in griechischen Ziffern angegeben (1 – mono (normalerweise weggelassen), 2 – di, 3 – drei). , 4 - Tetra, 5 - Penta, 6 - Hexa, 7 - Hepta, 8 - Okta). An die Namen der Liganden wird das Suffix -o angehängt, und zuerst werden die Anionen benannt, dann die neutralen Moleküle: Cl- - Chlor, CN- - Cyano, OH- - Hydroxo, C2O42- - Oxalato, S2O32- - Thiosulfato , (CH3)2NH – Dimethylamino usw. Ausnahmen: Die Namen von H2O und NH3 als Liganden lauten „aqua“ und „ammin“. Wenn das Zentralatom Teil eines Kations ist, wird der russische Name des Elements verwendet, danach wird seine Oxidationsstufe in Klammern in römischen Ziffern angegeben. Für das Zentralatom im Anion wird der lateinische Name des Elements verwendet und vor diesem Namen die Oxidationsstufe angegeben. Bei Elementen mit konstanter Oxidationsstufe kann darauf verzichtet werden. Bei Nichtelektrolyten wird auch die Oxidationsstufe des Zentralatoms nicht angegeben, da diese anhand der elektrischen Neutralität des Komplexes bestimmt wird. Beispiele für Namen:
Cl2 – Dichlortetramminplatin(IV)chlorid,
OH – Diamminsilber(I)hydroxid.
Klassifizierung komplexer Verbindungen. Es werden verschiedene Klassifikationen von CS verwendet.
1. durch die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Klasse von Verbindungen:
komplexe Säuren – H 2
komplexe Fundamente –
Komplexsalze – K 2
2. Aufgrund der Natur der Liganden: Aquakomplexe, Ammoniak. Cyanid, Halogenid usw.
Aquakomplexe sind Komplexe, in denen Wassermoleküle als Liganden dienen, beispielsweise Cl 2 – Hexaquacalciumchlorid. Ammoniak und Aminate sind Komplexe, in denen die Liganden Moleküle aus Ammoniak und organischen Aminen sind, zum Beispiel: SO 4 – Tetramminkupfer(II)sulfat. Hydroxo-Komplexe. In ihnen dienen OH-Ionen als Liganden. Besonders charakteristisch für amphotere Metalle. Beispiel: Na 2 - Natriumtetrahydroxocinat(II). Säurekomplexe. In diesen Komplexen sind die Liganden anionische Säurereste, beispielsweise K 4 – Kaliumhexacyanoferrat(II).
3. entsprechend dem Vorzeichen der Ladung des Komplexes: kationisch, anionisch, neutral
4. entsprechend der internen Struktur der CS: durch die Anzahl der Kerne, aus denen der Komplex besteht:
einkernig - H 2, zweikernig - Cl 5 usw.,
5. durch das Fehlen oder Vorhandensein von Zyklen: einfache und zyklische CS.
Zyklische oder chelatförmige (klauenförmige) Komplexe. Sie enthalten einen zwei- oder mehrzähnigen Liganden, der das zentrale M-Atom wie Krallen eines Krebses zu packen scheint: Beispiele: Na 3 – Natriumtrioxalato-(III)-ferrat, (NO 3) 4 – Triethylendiamin-Platin(IV)-nitrat.
Zur Gruppe der Chelatkomplexe gehören auch intrakomplexe Verbindungen, bei denen das Zentralatom Teil des Zyklus ist und auf unterschiedliche Weise Bindungen mit Liganden eingeht: durch Austausch- und Donor-Akzeptor-Mechanismen. Solche Komplexe sind sehr charakteristisch für Aminocarbonsäuren, beispielsweise bildet Glycin Chelate mit Cu 2+- und Pt 2+-Ionen:
Chelatverbindungen sind besonders stark, da bei ihnen das Zentralatom durch einen zyklischen Liganden sozusagen blockiert ist. Am stabilsten sind Chelate mit Fünf- und Sechsringen. Komplexone binden Metallkationen so stark, dass sich bei ihrer Zugabe schwerlösliche Stoffe wie CaSO 4, BaSO 4, CaC 2 O 4, CaCO 3 auflösen. Daher werden sie zum Enthärten von Wasser, zum Binden von Metallionen beim Färben, bei der Verarbeitung fotografischer Materialien und in der analytischen Chemie eingesetzt. Viele Komplexe vom Chelattyp haben eine spezifische Farbe und daher sind die entsprechenden Ligandenverbindungen sehr empfindliche Reagenzien für Übergangsmetallkationen. Beispielsweise dient Dimethylglyoxim [C(CH 3)NOH] 2 als hervorragendes Reagenz für die Kationen Ni2+, Pd2+, Pt2+, Fe2+ usw.
Stabilität komplexer Verbindungen. Instabilitätskonstante. Wenn das CS in Wasser gelöst wird, kommt es zur Zersetzung und die innere Kugel verhält sich wie ein Ganzes.
K = K + + -
Einhergehend mit diesem Prozess kommt es in geringem Maße zu einer Dissoziation der inneren Sphäre des Komplexes:
Ag + + 2CN -
Um die Stabilität des CS zu charakterisieren, führen wir ein Instabilitätskonstante, gleich:
Die Instabilitätskonstante ist ein Maß für die Stärke des CS. Je niedriger das K-Nest, desto stärker das KS.
Isomerie komplexer Verbindungen. Bei komplexen Verbindungen ist Isomerie sehr häufig und wird unterschieden:
1. Solvatisomerie tritt bei Isomeren auf, wenn die Verteilung der Wassermoleküle zwischen der inneren und äußeren Kugel ungleich ist.
Cl 3 Cl 2 H 2 O Cl(H 2 O) 2
Lila hellgrün dunkelgrün
2.Ionisationsisomerie ist mit einer unterschiedlichen Leichtigkeit der Dissoziation von Ionen aus der inneren und äußeren Sphäre des Komplexes verbunden.
4 Cl 2 ]Br 2 4 Br 2 ]Cl 2
SO 4 und Br – Brompentammin-Kobalt(III)-sulfat und Brompentammin-Kobalt(III)-sulfat.
Cl und NO 2 – Chlorid-Nitro-Chlor-Diethylendiamin-Kobalt(III)-Initritdichlor-Diethylendiamin-Kobalt(III).
3. Koordinationsisomerie kommt nur in bikomplexen Verbindungen vor
[Co(NH 3) 6 ] [Co(CN) 6 ]
Koordinationsisomerie tritt in solchen komplexen Verbindungen auf, bei denen sowohl das Kation als auch das Anion komplex sind.
Beispielsweise sind - Tetrammin-Chrom(II)-Tetrachlor-(II)platinat und - Tetrammin-Platin(II)-Tetrachlor-(II)chromat Koordinationsisomere
4. Kommunikationsisomerie tritt nur auf, wenn einzähnige Liganden über zwei verschiedene Atome koordinieren können.
5. Raumisomerie aufgrund der Tatsache, dass sich identische Liganden um den KO oder in dessen Nähe befinden (cis), oder umgekehrt ( Trance).
Cis-Isomer (orangefarbene Kristalle) trans-Isomer (gelbe Kristalle)
Isomere von Dichlordiamminplatin
Bei einer tetraedrischen Anordnung der Liganden ist eine cis-trans-Isomerie unmöglich.
6. Spiegel-(optische)Isomerie, zum Beispiel im Dichlor-Diethylendiamin-Chrom(III)+-Kation:
Spiegelisomere haben wie organische Stoffe die gleichen physikalischen und chemischen Eigenschaften und unterscheiden sich in der Asymmetrie der Kristalle und der Drehrichtung der Polarisationsebene des Lichts.
7. Ligandenisomerie beispielsweise sind für (NH 2) 2 (CH 2) 4 folgende Isomere möglich: (NH 2)-(CH 2) 4 -NH 2, CH 3 -NH-CH 2 -CH 2 -NH-CH 3, NH 2 -CH(CH 3) -CH 2 -CH 2 -NH 2
Kommunikationsproblem bei komplexen Zusammenhängen. Die Art des Zusammenhangs im CS ist unterschiedlich und zur Erklärung werden derzeit drei Ansätze verwendet: die BC-Methode, die MO-Methode und die Methode der Kristallfeldtheorie.
BC-Methode Pauling stellte vor. Grundprinzipien der Methode:
1. Die Bindung im CS entsteht durch Donor-Akzeptor-Wechselwirkung. Liganden stellen Elektronenpaare bereit und der Komplexbildner stellt freie Orbitale bereit. Ein Maß für die Bindungsstärke ist der Grad der Orbitalüberlappung.
2. KO-Orbitale unterliegen einer Hybridisierung. Die Art der Hybridisierung wird durch die Anzahl, Art und elektronische Struktur der Liganden bestimmt. Die Hybridisierung von CO wird durch die Geometrie des Komplexes bestimmt.
3. Eine zusätzliche Verstärkung des Komplexes erfolgt dadurch, dass neben der s-Bindung auch eine p-Bindung gebildet wird.
4. Die magnetischen Eigenschaften des Komplexes werden durch die Anzahl der ungepaarten Elektronen bestimmt.
5. Bei der Bildung eines Komplexes kann die Verteilung der Elektronen in den Orbitalen bei neutralen Atomen bestehen bleiben oder sich ändern. Dies hängt von der Art der Liganden und ihrem elektrostatischen Feld ab. Eine spektrochemische Reihe von Liganden wurde entwickelt. Wenn die Liganden ein starkes Feld haben, verdrängen sie Elektronen, wodurch sie sich paaren und eine neue Bindung eingehen.
Spektrochemische Ligandenreihe:
CN - >NO 2 - >NH 3 >CNS - >H 2 O>F - >OH - >Cl - >Br -
6. Die BC-Methode ermöglicht die Erklärung der Bindungsbildung auch in Neutral- und Classer-Komplexen
K 3 K 3
1. Im ersten CS erzeugen die Liganden ein starkes Feld, im zweiten ein schwaches
2. Zeichnen Sie die Valenzorbitale des Eisens:
3. Berücksichtigen Sie die Donoreigenschaften von Liganden: CN – haben freie Elektronenorbitale und können Donoren von Elektronenpaaren sein. CN – hat ein starkes Feld, wirkt auf 3D-Orbitale und verdichtet sie.
Dadurch entstehen 6 Bindungen, wobei interne 3 d-Orbitale an der Bindung beteiligt sind, d.h. Es entsteht ein intraorbitaler Komplex. Der Komplex ist paramagnetisch und low-spin, weil es gibt ein ungepaartes Elektron. Der Komplex ist stabil, weil die inneren Orbitale sind besetzt.
F-Ionen haben freie Elektronenorbitale und können Donoren von Elektronenpaaren sein, sie haben ein schwaches Feld und können daher keine Elektronen auf der 3D-Ebene verdichten.
Dadurch entsteht ein paramagnetischer High-Spin-Außenorbitalkomplex. Instabil und reaktiv.
Vorteile der BC-Methode: Informationsgehalt
Nachteile der BC-Methode: Die Methode ist für einen bestimmten Stoffbereich geeignet, die Methode erklärt nicht die optischen Eigenschaften (Farbe), liefert keine Energiebewertung, weil in einigen Fällen entsteht ein quadratischer Komplex anstelle des energetisch günstigeren tetraedrischen Komplexes.
II.1. Konzept und Definition.
Komplexe Verbindungen sind die zahlreichste Klasse anorganischer Verbindungen. Es ist schwierig, eine kurze und umfassende Definition dieser Verbindungen zu geben. Komplexe Verbindungen werden auch Koordinationsverbindungen genannt. Die Chemie der Koordinationsverbindungen verknüpft organische und anorganische Chemie.
Bis zum Ende des 19. Jahrhunderts erfolgte die Untersuchung komplexer Verbindungen rein deskriptiv. 1893 entwickelte der Schweizer Chemiker Alfred Werner die Koordinationstheorie. Sein Wesen ist folgendes: In komplexen Verbindungen gibt es eine regelmäßige geometrische Anordnung von Atomen oder Atomgruppen, sogenannte Liganden oder Addenden, um ein Zentralatom – den Komplexbildner.
Daher untersucht die komplexe Chemie Ionen und Moleküle, die aus einem zentralen Teilchen und um dieses herum koordinierten Liganden bestehen. Das zentrale Teilchen, ein Komplexbildner und direkt damit verbundene Liganden bilden die innere Sphäre des Komplexes. Bei anorganischen Liganden stimmt ihre Anzahl meist mit der Koordinationszahl des Zentralpartikels überein. Somit ist die Koordinationszahl die Gesamtzahl der neutralen Moleküle oder Ionen (Liganden), die mit dem Zentralatom im Komplex verbunden sind
Außerhalb der inneren Kugel befindliche Ionen bilden die äußere Kugel der Komplexverbindung. In Formeln wird die innere Kugel in eckige Klammern eingeschlossen.
K 4 4- - innere Sphäre oder komplexes Ion
komplexierende Ionenkoordination
Die Komplexbildner sind:
1) positive Metallionen (normalerweise d-Elemente): Ag +, Fe 2+, Fe 3+, Cu 2+, Al 3+, Co 3+; usw. (komplexbildende Ionen).
2) seltener - neutrale Metallatome im Zusammenhang mit d-Elementen: (Co, Fe, Mn usw.)
3) einige Nichtmetallatome mit unterschiedlichen positiven Oxidationsstufen – B +3, Si +4, P +5 usw.
Liganden können sein:
1) negativ geladene Ionen (OH - , Hal - , CN - Cyanogruppe, SCN - Thiocyanogruppe, NH 2 - Aminogruppe usw.)
2) polare Moleküle: H 2 O (Ligandname ist „aqua“), NH 3 („ammin“),
CO („Carbonyl“).
Komplexverbindungen (Koordinationsverbindungen) sind also komplexe chemische Verbindungen, die komplexe Ionen enthalten, die von einem Zentralatom in einer bestimmten Oxidationsstufe (oder mit einer bestimmten Wertigkeit) gebildet werden, und zugehörige Liganden.
II.2. Einstufung
I. Aufgrund der Art der Liganden:
1. Aquakomplexe (H 2 O)
2. Hydroxo-Komplexe (OH)
3. Aminkomplexe (NH 3) - Ammoniak
4. Säurekomplexe (mit sauren Resten - Cl -, SCN -, S 2 O 3 2- und anderen)
5. Carbonylkomplexe (CO)
6. Komplexe mit organischen Liganden (NH 2 -CH 2 -CH 2 -NH 2 usw.)
7. Anionhalogenide (Na)
8. Aminokomplexe (NH 2)
II. Entsprechend der Ladung des Komplexions:
1. Kationischer Typ – die Ladung des Komplexions ist positiv
2. Anionentyp – die Ladung des Komplexions ist negativ.
Um eine komplexe Verbindung korrekt zu schreiben, ist es notwendig, den Oxidationszustand des Zentralatoms, seine Koordinationszahl, die Art der Liganden und die Ladung des komplexen Ions zu kennen.
II.3. Die Koordinationszahl kann als die Anzahl der σ-Bindungen zwischen neutralen Molekülen oder Ionen (Liganden) und dem Zentralatom im Komplex definiert werden.
Der Wert der Koordinationszahl wird hauptsächlich durch die Größe, Ladung und Struktur der Elektronenhülle des Komplexbildners bestimmt. Die häufigste Koordinationszahl ist 6. Sie ist typisch für die folgenden Ionen: Fe 2+, Fe 3+, Co 3+, Ni 3+, Pt 4+, Al 3+, Cr 3+, Mn 2+, Sn 4 +.
K3, Na3, Cl3
Hexacyanoferrat (III), Hexanitrocobaltat (III), Hexaaquachrom (III)-chlorid
Kaliumnatrium
Die Koordinationszahl 4 kommt in 2-geladenen Ionen und in Aluminium oder Gold vor: Hg 2+, Cu 2+, Pb 2+, Pt 2+, Au 3+, Al 3+.
(OH) 2 – Tetraammin-Kupfer(II)-hydroxid;
Na 2 – Natriumtetrahydroxocuprat (II)
K 2 – Kaliumtetraiodomercurat (II);
H – Wasserstofftetrachloraurat(III).
Oft wird die Koordinationszahl als das Doppelte der Oxidationsstufe des komplexbildenden Ions definiert: für Hg 2+, Cu 2+, Pb 2+ beträgt die Koordinationszahl 4; Ag +, Cu + – haben eine Koordinationszahl von 2.
Um festzustellen, ob sich die Objekte in der inneren oder äußeren Sphäre befinden, ist es notwendig, qualitative Reaktionen durchzuführen. Zum Beispiel Kalium K 3 -hexacyanoferrat(III). Es ist bekannt, dass das Eisenion (+3) mit dem Thiocyanatanion dunkelrotes Eisenthiocyanat (+3) bildet.
Fe 3+ +3 NH 4 SCN à Fe (SCN) 3 + 3NH 4 +
Wenn eine Lösung von Ammonium- oder Kaliumthiocyanat zu einer Lösung von Kaliumhexacyanoferrat(III) gegeben wird, ist keine Farbe zu beobachten. Dies weist darauf hin, dass in der Lösung keine ausreichenden Eisenionen Fe 3+ vorhanden sind. Das Zentralatom ist durch eine kovalente polare Bindung (Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bindungsbildung) mit den Liganden verbunden, sodass die Ionenaustauschreaktion nicht stattfindet. Im Gegenteil, die äußere und die innere Sphäre sind durch eine Ionenbindung verbunden.
II.4. Die Struktur eines Komplexions aus Sicht der elektronischen Struktur des Komplexbildners.
Analysieren wir die Struktur des Tetraammin-Kupfer(II)-Kations:
a) elektronische Formel des Kupferatoms:
2 8 18 1 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
b) elektronische Formel des Cu 2+-Kations:
Cu 2+)))) ↓ ↓ ↓ ↓ 4p 0
4s o:NH 3:NH 3:NH 3:NH 3
CuSO 4 + 4: NH 3 -à SO 4
SO 4 à 2+ + SO 4 2-
Ionenverbindung
cov. Verbindung
nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus.
Übung zur eigenständigen Lösung:
Zeichnen Sie die Struktur des Komplexions 3- mit dem Algorithmus:
a) Schreiben Sie die elektronische Formel des Eisenatoms;
b) Schreiben Sie die elektronische Formel des Eisenions Fe 3+ und entfernen Sie Elektronen aus der 4s-Unterebene und 1 Elektron aus der 3d-Unterebene;
c) Schreiben Sie die elektronische Formel des Ions erneut um, indem Sie die Elektronen der 3D-Unterebene in einen angeregten Zustand überführen, indem Sie sie in den Zellen dieser Unterebene paaren
d) Zählen Sie die Anzahl aller freien Zellen auf den Unterebenen 3d, 4s, 4p
e) Legen Sie die Cyanidanionen CN - darunter und zeichnen Sie Pfeile von den Ionen zu den leeren Zellen.
II.5. Bestimmung der Ladung des Komplexbildners und Komplexions:
1. Die Ladung des Komplexions ist gleich der Ladung der äußeren Kugel mit umgekehrtem Vorzeichen; sie entspricht auch der Summe der Ladung des Komplexbildners und aller Liganden.
K 2 +2+ (- 1) 4 =x x = -2
2. Die Ladung des Komplexbildners ist gleich der algebraischen Summe der Ladungen der Liganden und der Außensphäre (mit umgekehrtem Vorzeichen).
Cl x +0·2 +(–1)·2 = 0; x=2-1= +1
SO 4 x+ 4 0 -2 = 0 x = +2
3. Je höher die Ladung des Zentralatoms und je niedriger die Ladung des Liganden, desto höher ist die Koordinationszahl.
II.6. Nomenklatur.
Es gibt verschiedene Möglichkeiten, komplexe Verbindungen zu benennen. Wählen wir eine einfachere Variante anhand der Wertigkeit (oder Oxidationsstufe) des Zentralatoms
II.6.1. Name komplexer Verbindungen vom kationischen Typ:
Komplexverbindungen sind vom kationischen Typ, wenn die Ladung des Komplexions positiv ist.
Bei der Benennung komplexer Verbindungen:
1) Zuerst wird die Koordinationszahl mit griechischen Präfixen (Hexa, Penta, Drei) aufgerufen;
2) dann geladene Liganden mit der Endung „o“;
3) dann neutrale Liganden (ohne die Endung „o“);
4) ein Komplexbildner im Russischen im Genitiv, seine Wertigkeit oder Oxidationsstufe wird angegeben und dann Anion genannt. Ammoniak – der Ligand heißt „Ammin“ ohne das „o“, Wasser – „aqua“
SO 4 Tetraaminkupfer(II)sulfat;
Cl-Diamminsilber(I)-chlorid;
Cl 3 – Hexaiodocobalt(III)-chlorid;
Cl – Oxalatopentaaqua-Aluminium(III)-chlorid
(Okalat ist ein doppelt geladenes Anion der Oxalsäure);
Cl 3 – hexaaquatisches Eisen(III)-chlorid.
II.6.2. Nomenklatur komplexer Verbindungen vom anionischen Typ.
Benannt werden das Kation, die Koordinationszahl, die Liganden und dann der Komplexbildner – das Zentralatom. Der Komplexbildner wird im Lateinischen im Nominativ mit der Endung „at“ bezeichnet.
K 3 – Kaliumhexafluorferrat(III);
Na 3 – Natriumhexanitrocobaltat (III);
NH 4 – Ammoniumdi(I)
Neutraler Komplex: – Eisenpentacarbonyl.
BEISPIELE UND AUFGABEN ZUR EIGENSTÄNDIGEN LÖSUNG
Beispiel 1. Klassifizieren, charakterisieren und benennen Sie die folgenden Komplexverbindungen vollständig: a) K 3 –; b) Cl; V) .
Lösung und Antwort:
1) K 3 - 3 Ionen K + - äußere Kugel, ihre Gesamtladung beträgt +3, 3- - innere Kugel, ihre Gesamtladung ist gleich der Ladung der äußeren Kugel, genommen mit umgekehrtem Vorzeichen - (3-)
2) Eine komplexe Verbindung vom anionischen Typ, da die Ladung der inneren Kugel negativ ist;
3) Das Zentralatom ist ein Komplexbildner – Silberion Ag +
4) Liganden – zwei doppelt geladene Thioschwefelsäurereste H 2 S 2 O 3, gehören zu Acidokomplexen
5) Die Koordinationszahl des Komplexbildners beträgt in diesem Fall ausnahmsweise 4 (zwei Säurereste haben 4 Valenz-σ-Bindungen ohne 4 Wasserstoffkationen);
6) Die Ladung des Komplexbildners beträgt +1:
K 3 : +1 3 + X + (-2) 2 = 0 à X= +1
7) Name: – Kaliumdithiosulfat-Argentat (I).
1) Cl – 1 Ion – Cl – – äußere Kugel, ihre Gesamtladung beträgt –1, – – innere Kugel, ihre Gesamtladung ist gleich der Ladung der äußeren Kugel, genommen mit umgekehrtem Vorzeichen – (3+)
2) Eine komplexe Verbindung vom kationischen Typ, da die Ladung der inneren Kugel positiv ist.
3) Das Zentralatom ist ein Komplexbildner – Kobaltion Co, berechnen Sie seine Ladung:
: X + 0 4 + (-1) 2 = +1 à X = 0 +2 +1 = +3
4) Eine komplexe Verbindung gemischten Typs, da sie verschiedene Liganden enthält; Säurekomplex (Cl – Salzsäurerest) und Amminkomplex – Ammoniak (NH 3 – ammoniakneutrale Verbindung)
6) Name – Dichlortetraammin-Kobalt(III)-chlorid.
1) - es gibt keine äußere Sphäre
2) Eine komplexe Verbindung vom neutralen Typ, da die Ladung der inneren Kugel = 0 ist.
3) Das Zentralatom ist ein Komplexbildner – ein Wolframatom,
seine Ladung =0
4) Carbonylkomplex, da der Ligand ein neutrales Teilchen ist – Carbonyl – CO;
5) Die Koordinationszahl des Komplexbildners beträgt 6;
6) Name: – Hexacarbonylwolfram
Aufgabe 1. Komplexe Verbindungen charakterisieren:
a) Li 3 Cr (OH) 6 ]
b) Ich 2
c) [Pt Cl 2 (NH 3) 2 ] und geben Sie ihnen Namen.
Aufgabe 2. Benennen Sie die komplexen Verbindungen: NO 3,
K 3, Na 3, H, Fe 3 [Cr (CN) 6] 2
Beispiele für Problemlösungen
In Reaktionen Co Kl 3 + 6 N H 3 = Cl 3 und 2KCI + PtCI 2 = K 2 werden Komplexverbindungen Cl 3 und K 2 genannt komplexe Verbindungen.
Solche Verbindungen entstehen, wenn die ursprünglichen Moleküle durch die Bildung einer kovalenten Bindung vom Donor-Akzeptor-Typ eine „zusätzliche“ Wertigkeit aufweisen können. Dazu muss eines der Moleküle ein Atom mit freien Orbitalen und das andere Molekül ein Atom mit einem freien Valenzelektronenpaar enthalten.
Zusammensetzung komplexer Verbindungen. Nach der Koordinationstheorie von A. Werner werden komplexe Verbindungen unterschieden innere und äußere Sphären. Die innere Kugel (komplexes Ion oder Komplex) steht in der Regel in eckigen Klammern und besteht aus Komplexbildner(Atom oder Ion) und dessen Umgebung Liganden:
komplexierende Liganden
[Co(NH 3) 6 ]CI 3
innere Sphäre äußere Sphäre
Komplexbildner sind Atome oder Ionen mit freien Valenzorbitalen. Die häufigsten Komplexbildner sind Atome oder Ionen von d-Elementen.
Liganden können Moleküle oder Ionen sein, die freie Valenzelektronenpaare zur Koordination mit dem Komplexbildner bereitstellen.
Die Anzahl der koordinierten Liganden wird bestimmt Koordinationsnummer Komplexbildner und Dentinität von Liganden. Koordinationsnummer ist gleich der Gesamtzahl der σ-Bindungen zwischen dem Komplexbildner und den Liganden, it wird durch die Anzahl der freien (leeren) Atomorbitale des Komplexbildners bestimmt, die es für Elektronendonor-Ligandenpaare sorgt.
Die Koordinationszahl eines Komplexbildners entspricht dem Doppelten seiner Oxidationsstufe.
Zahnmedizin Ligand ist die Anzahl aller σ-Bindungen, die der Ligand mit dem Komplexbildner eingehen kann; dieser Wert ist definiert als die Anzahl der Elektronendonorpaare, die der Ligand für die Wechselwirkung mit dem Zentralatom sorgen kann. Nach diesem Merkmal werden ein-, zwei- und mehrzähnige Liganden unterschieden. Beispielsweise sind Ethylendiamin-H 2 N-CH 2 -CH 2 -NH 2-, SO 4 2-, CO 3 2-Ionen zweizähnige Liganden. Es ist zu berücksichtigen, dass Liganden nicht immer ihre maximale Zähnigkeit aufweisen.
Im Fall einzähniger Liganden (in den betrachteten Beispielen handelt es sich um die Ammoniakmoleküle) : NH 3 und Chloridionen CI -) Index, der die Anzahl der Liganden angibt, stimmt mit der Koordinationszahl des Komplexbildners überein. Beispiele für andere Liganden und ihre Namen sind in der folgenden Tabelle aufgeführt.
Bestimmung der Ladung eines komplexen Ions (innere Kugel). Ladung eines komplexen Ions gleich der algebraischen Summe der Ladungen des Komplexbildners und der Liganden, oder gleich der Ladung der äußeren Kugel mit umgekehrtem Vorzeichen(Regel der elektrischen Neutralität). In der Cl 3 -Verbindung wird die äußere Kugel durch drei Chlorionen (CI -) mit einer Gesamtladung der äußeren Kugel von 3- gebildet, dann hat die innere Kugel nach der Regel der elektrischen Neutralität eine Ladung von 3+ : 3+.
In der Komplexverbindung K2 wird die äußere Kugel durch zwei Kaliumionen (K +) gebildet, deren Gesamtladung 2+ beträgt, dann beträgt die Ladung der inneren Kugel 2-: 2-.
Bestimmung der Ladung des Komplexbildners.
Die Begriffe „Ladung des Komplexbildners“ und „Oxidationszustand des Komplexbildners“ sind hier identisch.
Im 3+-Komplex sind die Liganden elektrisch neutrale Moleküle, daher wird die Ladung des Komplexes (3+) durch die Ladung des Komplexbildners – Co 3+ – bestimmt.
Im Komplex 2- ist die Ladung der inneren Kugel (2-) gleich der algebraischen Summe der Ladungen des Komplexbildners und der Liganden: -2 = x + 4×(-1); Ladung des Komplexbildners (Oxidationszustand) x = +2, d.h. Das Koordinationszentrum in diesem Komplex ist Pt 2+ .
Es bilden sich Kationen oder Anionen außerhalb der inneren Kugel, die durch elektrostatische Kräfte der Ion-Ion-Wechselwirkung an diese gebunden sind äußere Sphäre komplexer Zusammenhang.
Nomenklatur komplexer Verbindungen.
Der Name der Verbindungen wird durch die Art der Komplexverbindung in Abhängigkeit von der Ladung der inneren Kugel bestimmt: zum Beispiel:
Cl 3 – bezieht sich auf kationisch komplexe Verbindungen, weil die innere Kugel (Komplex) 3+ ist ein Kation;
K 2 – anionisch komplexe Verbindung, innere Kugel 2- ist ein Anion;
0 und 0 beziehen sich auf elektrisch neutrale Komplexverbindungen; sie enthalten keine äußere Kugel, weil Die innere Kugel hat keine Ladung.
Allgemeine Regeln und Merkmale bei der Benennung komplexer Verbindungen.
Allgemeine Regeln:
1) Bei allen Arten komplexer Verbindungen wird zuerst der anionische Teil der Verbindung und dann der kationische Teil der Verbindung genannt.
2) im inneren Bereich Für alle Komplextypen wird die Anzahl der Liganden mit griechischen Ziffern angegeben: di, tri, tetra, penta, hexa usw.;
2a) Wenn sich in der inneren Sphäre des Komplexes unterschiedliche Liganden befinden (es handelt sich um gemischte oder gemischte Ligandenkomplexe), geben Sie zunächst die Nummern und Namen der negativ geladenen Liganden an und fügen Sie die Endung hinzu -Ö(Cl ˉ - Chlor, OH - Hydroxo, SO 4 2 ˉ - Sulfato usw. (siehe Tabelle), geben Sie dann die Nummern und Namen der neutralen Liganden an und schon wird Wasser aufgerufen Aqua und Ammoniak - Amin;
2b) zuletzt im inneren Bereich wird als Komplexbildner bezeichnet.
Merkmal: Der Name des Komplexbildners wird dadurch bestimmt, ob er Teil eines komplexen Kations (1), komplexen Anions (2) oder neutralen Komplexes (3) ist.
(1). Komplexbildner – in einem komplexen Kation.
Nach den Namen aller Liganden in der inneren Sphäre des Komplexes wird im Genitiv der russische Name des komplexbildenden Elements angegeben. Weist ein Element einen anderen Oxidationsgrad auf, wird dieser hinter seinem Namen in Klammern mit Zahlen angegeben. Es wird auch eine Nomenklatur verwendet, die für den Komplexbildner nicht die Oxidationsstufe, sondern seine Wertigkeit (in römischen Ziffern) angibt.
Beispiel. Nennen Sie die komplexe Verbindung Cl.
A). Bestimmen wir die Ladung der inneren Kugel nach der Regel: Die Ladung der inneren Kugel ist gleich groß, aber im Vorzeichen entgegengesetzt zur Ladung der äußeren Kugel; die Ladung der äußeren Kugel (sie wird durch das Chlorion Cl - bestimmt) beträgt -1, daher hat die innere Kugel eine Ladung von +1 (+) und diese ist - komplexes Kation.
B). Berechnen wir den Oxidationszustand des Komplexbildners (das ist Platin), da der Name der Verbindung seinen Oxidationszustand angeben muss. Bezeichnen wir es mit x und berechnen wir es aus der Elektroneutralitätsgleichung (die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome der Elemente in einem Molekül ist gleich Null): x×1 +0×3 + (-1)×2= 0; x = +2, d.h. Pt(2+).
V). Der Name der Verbindung beginnt mit dem Anion – Chlorid .
G). Als nächstes nennen wir das Kation + – das ist ein komplexes Kation, das verschiedene Liganden enthält – sowohl Moleküle (NH 3) als auch Ionen (Cl –), daher nennen wir zuerst die geladenen Liganden und fügen die Endung hinzu – Ö-, d.h. – Chlor , dann nennen wir die Ligandenmoleküle (das ist Ammoniak NH 3), es sind 3 davon, dafür verwenden wir die griechische Zahl und den Namen des Liganden - triammin , dann nennen wir im Russischen den Komplexbildner im Genitiv und geben seinen Oxidationszustand an - Platin(2+) ;
D). Wenn wir die Namen der Reihe nach kombinieren (fett und kursiv dargestellt), erhalten wir den Namen der komplexen Verbindung Cl – Chlorothriamminplatinchlorid (2+).
Beispiele für Verbindungen mit komplexen Kationen und deren Namen:
1) Br 2 – Bromidnitrit ÖPenta Amminvanadium(3+);
2) CI – Chloridcarbonat ÖTetra Amminchrom(3+);
3) (ClO 4) 2 – Perchlorat Tetra Amminkupfer(2+);
4) SO 4 – Bromsulfat ÖPenta Amminruthenium(3+);
5) ClO 4 – Perchlorat di Brom ÖTetra Aquacobalt(3+).
Tisch. Formeln und Namen negativ geladener Liganden
(2). Komplexbildner – im komplexen Anion.
Nach dem Namen des Liganden wird der Komplexbildner benannt; Es wird der lateinische Name des Elements verwendet und diesem hinzugefügt Suffix -bei ) und die Wertigkeit oder Oxidationsstufe des Komplexbildners ist in Klammern angegeben. Dann wird im Genitiv das Kation der äußeren Sphäre genannt. Der Index, der die Anzahl der Kationen in der Verbindung angibt, wird durch die Wertigkeit des komplexen Anions bestimmt und wird nicht im Namen angezeigt.
Beispiel. Nennen Sie die komplexe Verbindung (NH 4) 2.
A). Bestimmen wir die Ladung der inneren Kugel; sie ist gleich groß, aber im Vorzeichen entgegengesetzt zur Ladung der äußeren Kugel; die Ladung der äußeren Kugel (sie wird durch Ammoniumionen NH 4 + bestimmt) beträgt +2, daher hat die innere Kugel eine Ladung von -2 und dies ist ein komplexes Anion 2-.
B). Der Oxidationszustand des Komplexbildners (das ist Platin) (bezeichnet mit x) wird aus der Elektroneutralitätsgleichung berechnet: (+1)×2 + x×1 +(-1)×2 + (-1)×4= 0; x = +4, d.h. Pt(4+).
V). Wir beginnen den Namen der Verbindung mit dem Anion - ( 2- (komplexes Anion), das verschiedene Ligandenionen enthält: (OH -) und (Cl -), also fügen wir dem Namen der Liganden die Endung hinzu - Ö-, und ihre Nummer wird durch Ziffern bezeichnet: - Tetrachlordihydroxo - , dann nennen wir den Komplexbildner mit dem lateinischen Namen des Elements und addieren ihn Suffix -bei(ein charakteristisches Merkmal eines anionischen Komplexes) und geben Sie in Klammern die Wertigkeit oder Oxidationsstufe des Komplexbildners an - platinieren (4+).
G). Das letzte wird im Genitiv Kation genannt - Ammonium
D). Wenn wir die Namen nacheinander kombinieren (fett und kursiv dargestellt), erhalten wir den Namen der komplexen Verbindung (NH 4) 2 - Amm(4+).
Beispiele für Verbindungen mit komplexen Anionen und deren Namen:
1) Mg 2 – drei Fluor Ö Hydroxoaluminium bei (3+) Magnesium;
2) K 2 - di Thiosulfat Ödi ammincupr bei (2+) Kalium;
3) K 2 – Tetra Jod Ö Quecksilber bei (2+) Kalium.
(3). Komplexbildner – in einem neutralen Komplex.
Nach den Namen aller Liganden wird der letzte im Nominativ als Komplexbildner bezeichnet, und der Grad seiner Oxidation wird nicht angegeben, da er durch die elektrische Neutralität des Komplexes bestimmt wird.
Beispiele für neutrale Komplexe und ihre Namen:
1) – di Chlor Ö Aquaamminplatinum;
2) – drei Brom Ödrei Amminecobalt;
3) – Trichlortriammin-Kobalt.
Somit entspricht der komplexe Namensteil aller Arten von Komplexverbindungen immer der inneren Sphäre des Komplexes.
Verhalten komplexer Verbindungen in Lösungen. Gleichgewichte in Lösungen komplexer Verbindungen. Betrachten wir das Verhalten der Komplexverbindung Diamminsilberchlorid Cl in Lösung.
Außensphärenionen (CI -) sind hauptsächlich durch elektrostatische Wechselwirkungskräfte mit dem Komplexion verbunden ( Ionenverbindung), daher in Lösung, wie Ionen starker Elektrolyte, nahezu vollständig Der Zerfall einer komplexen Verbindung in einen Komplex und eine äußere Sphäre wird als äußere Sphäre oder primäre Dissoziation bezeichnet komplexe Salze:
Cl ® + + Cl - - primäre Dissoziation.
Liganden in der inneren Sphäre des Komplexes sind über einen Donor-Akzeptor mit dem Komplexbildner verbunden kovalente Bindungen; Ihre Eliminierung (Abtrennung) vom Komplexbildner erfolgt wie bei schwachen Elektrolyten in den meisten Fällen in unbedeutendem Ausmaß und ist daher reversibel. Der reversible Zerfall der inneren Sphäre ist ein sekundärer Zerfall der Komplexverbindung:
+ « Ag + + 2NH 3 - sekundäre Dissoziation.
Als Ergebnis dieses Prozesses stellt sich ein Gleichgewicht zwischen dem komplexen Teilchen, dem Zentralion und den Liganden ein. Es verläuft schrittweise mit sequenzieller Eliminierung von Liganden.
Die Gleichgewichtskonstante des sekundären Dissoziationsprozesses wird als Instabilitätskonstante des Komplexions bezeichnet:
K Nest. = × 2 / = 6,8 × 10 – 8.
Sie dient als Maß für die Stabilität der inneren Sphäre: Je stabiler das Komplexion, je niedriger seine Instabilitätskonstante, desto geringer ist die Konzentration der bei der Dissoziation des Komplexes gebildeten Ionen. Die Werte der Instabilitätskonstanten der Komplexe sind tabellarische Werte.
Instabilitätskonstanten, ausgedrückt als Konzentrationen von Ionen und Molekülen, werden Konzentrationskonstanten genannt. Die Instabilitätskonstanten, ausgedrückt durch die Aktivitäten von Ionen und Molekülen, hängen nicht von der Zusammensetzung und Ionenstärke der Lösung ab. Für einen Komplex in der allgemeinen Form MeX n (Dissoziationsgleichung MeX n « Me + nX) hat die Instabilitätskonstante beispielsweise die Form:
K Nest. = a Ме ×a n Х /a МеХ n .
Bei der Lösung von Problemen bei ausreichend verdünnten Lösungen ist die Verwendung von Konzentrationskonstanten zulässig, sofern die Aktivitätskoeffizienten der Systemkomponenten praktisch gleich eins sind.
Die gegebene sekundäre Dissoziationsgleichung ist die Gesamtreaktion des schrittweisen Dissoziationsprozesses des Komplexes mit der sequentiellen Eliminierung von Liganden:
+ « + + NH 3, K Nest.1 = ×/
+ « Ag + + NH 3 , K Nest.2 = ×/
+ « Ag + + 2NH 3 , K Nest. = × 2 / = K Nest.1 × K Nest.2,
wobei K nest.1 und K nest.2 schrittweise Instabilitätskonstanten des Komplexes sind.
Die allgemeine Instabilitätskonstante des Komplexes ist gleich dem Produkt der schrittweisen Instabilitätskonstanten.
Aus den angegebenen Gleichungen für die schrittweise Dissoziation des Komplexes folgt, dass in der Lösung Zwischenprodukte der Dissoziation vorhanden sein können; mit übermäßiger Ligandenkonzentration Aufgrund der Reversibilität dieser Prozesse verschiebt sich das Reaktionsgleichgewicht in Richtung der Ausgangsstoffe und die Lösung enthält überwiegend einen undissoziierten Komplex.
Um die Stärke des Komplexes zu charakterisieren, wird zusätzlich zur Instabilitätskonstante des Komplexes sein Kehrwert verwendet – die Stabilitätskonstante des Komplexes b st. = 1/ K-Nest. . b Mund ist auch ein Referenzwert.
Testaufgaben
181. Geben Sie für die gegebene Komplexverbindung den Namen, den Oxidationszustand (Ladung) des komplexbildenden Ions und die Koordinationszahl an. Schreiben Sie die Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation dieser Verbindung und den Ausdruck für die Instabilitätskonstante des Komplexes Cl 2 , Cl.
182*. SO 4, (NO3)2.
183*. K 2 (NO 3) 2, SO4.
184*. Na, Cl3.
185*. Ba, Cl.
186*. (NH 4), Br2.
187*. Na 3, NO3.
188*. SO 4, KCl 2, K3.
190*. , Cl.
