Комплексные соединения

Оглавление Введение…3 Глава 1 Основные положение координационной теории 1.1 Общие понятия о комплексных соединениях….1.2 Основные положения координационной теории…1.3 Влияние координации на свойства лигандов и центрального атома……1.4 Номенклатура комплексных соединений…1.5 Равновесие и устойчивость комплексных соединений в растворах…….1.6 Основные типы комплексных соединений… 1.7 Пространственное строение и изомерия… 18 1.8

Практическое применение комплексных соединений … 21 Глава 2 Практическая часть… 22 Заключение…24 Список литературы… 25 Введение Комплексные соединения довольно широко распространены в природе. В области химии возник большой раздел - комплексные соединения. Меня эта тема заинтересовала и поэтому я решила более подробно изучить этот класс соединений.

Цель моего реферата – изучить общие сведения о комплексных соединениях, более детально рассмотреть строение, наиболее важные, на мой взгляд, данные о комплексных соединениях в целом. Глава 1 Основные положения координационной теории. 1.1 Общие понятия о комплексных соединениях. Комплексными соединениями называются вещества, содержащие центральный атом комплексообразователь, с которым в неорганической связи находится определенное количество

атомов и молекул, составляющих внутреннюю среду. Комплексные соединения были получены ещё в середине XIX века. Как оказалось, простейшие бинарные, валентно насыщенные вещества, способные соединяться и давать более сложные вещества, названные И.Берцелиусом молекулярными. [C] AB+CD= [AB] [D] Таким образом, следует считать, что комлексообразование происходит во всех случаях, когда из менее сложных систем образуются более сложные.

Например: NH3+HCL= [NH4]CL SO3+H2O=H2[SO4] CuCL + HCL=H [CuCL2] В комплексном соединении содержится комплекс(ион, молекула), способные к существованию как в кристалле, так и в растворе. Кристаллическая структура типа M2[ЭHa2L6] или [M(NH3) 6] HaL2 октаэдры. Комплексы [SiF6]2 [Ti Cl6]2 [Pt Cl6] 2 [Ni(NH3) 6 ] 2- и другие (комплексообразователь в центре октаэдра: ионы:

NH4+, K+, CL+, Br+ и другие). Атомно – молекулярные учение и учение о валентности по водороду объясняло структуру бинарных соединений. Строение молекулярных веществ долгое время оставалось невыясненным вследствие наличия у них особых свойств. К тому же их образование формально противоречило учению о постоянной валентности элементов, так как во взаимодействие вступали вещества насыщенные в валентном отношении. 1.2 Основные положения координационной теории. Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного

соединения один из ионов, обычного положительно заряженный, занимает центральное место называется комплексообразователем или центральным ионом. Вокруг него в непосредственной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами и образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального

иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион, называются координационными числами. Внутренняя сфера комплекса в значительной степени сохраняет стабильность при растворении. Её границы показывают квадратными скобками. Ионы находятся во внутренней сфере, в растворах легко неионогенно, а во внешней сфере, в растворах легко отщепляются. Например, координационная формула комплексной соли состава

PtCl42KCl такова K2 [PtCl6]. Здесь внутренняя сфера состоит из центрального атома платины, степени окисленности +4 и хлорид - ионов, а ионы калия находятся во внешней сфере. Координационная теория Вернера является руководящей в химии комплексных соединений и в настоящее время. Широкое распространение этой теории объясняет, почему комплексные соединения часто называют «координационными соединениями». Существует ряд методов установления координационных формул комплексных соединений.

1 Метод. С помощью реакций двойного обмена. Именно таким путём была доказана структура следующих комплексных соединений платины: PtCl46NH3, PtCl4 4NH3, PtCl4 KCl. Если подействовать на раствор первого соединения раствором AgNO3, то весь содержащийся в нём хлор осаждается в виде хлорида Ag. Все четыре хлорид – иона находятся во внешней сфере и, следовательно, внутренняя сфера состоит только

из молекул аммиака. Таким образом, координационная формула соединения будет [ Pt(NH3) 6]Cl4.В соединениях PtCl4 4NH3 нитрат Ag осаждается только два хлорид - иона, а остальные два вместе с четырьмя молекулами аммиака входят в состав внутренней сферы, так что координационная формула имеет вид [ Pt(NH3) 4 Cl2] Cl2. Раствор соединения PlCl4 2NH3 не даёт осадка с AgNO3, но путём обменных реакций можно установить, что в растворе имеются

ионы К. На этом основании строение его изображается формулой К2 [PtCl6]. 2 Метод. Рентгеноструктурный метод. Координационная формула комплексного соединения, находящегося в кристаллическом состоянии, может быть непосредственно установлена путём определения взаимного положения атомов и молекул в кристалле рентгеноструктурным методом. Однако для этого требуется вырастить достаточно крупный и неискаженный кристалл комплексного соединения,

что не всегда возможно. 3. Влияние координации на свойства лигандов и центрального атома. Координация сопряжена с изменением электронной конфигурации лигандов и в результате приводит к изменению их свойств. Это хорошо видно на примере кислотно – основных свойств комплексных соединений. В то время как свободный аммиак обладает в водном растворе основными свойствами, комплекс [ Pt(NH3) 6] 4+ проявляет свойства кислоты и вступает в обратную реакцию со щелочью: [Pt (NH3)6]4+ +OH-

[Pt(NH3)5NH2]3+ + H2O Причина изменения свойств аммиака заключается в том, что при его координации происходит смещение электронной плотности к положительно заряженному центральному атому. В результате эффективной отрицательный заряд атома азота в молекуле NH3 резко снижается, что и облегчает отщепление протона. Аналогично ведут себя в поле катионов некоторых переходных металлов и другие полярные или поляризующиеся

металлы, способные проявлять протонодонорные свойства – H2O, NH2, OH, органические амины. Выступая в качестве лигандов, они способны к отщеплению протона в водных растворах и с точки зрения протонной теории кислот и оснований ведут себя как кислоты. Например, взаимодействие гидротированного иона меди следует записать так: [Cu(H2O)4]2++H2O [Cu(H2O)3OH]++H3O+ Это уравнение выражает процесс гидролиза иона меди.

Таким образом, гидролиз катионов в водных растворах можно рассматривать как кислотную диссоциацию воды в аквакомплексах. Если в комплексном соединении одновременно содержатся протонодонорная молекула лиганда ( например, Н2О, NH3) и молекула того же лиганда, отщепившая протон и способная, следовательно, к его присоединению (например, ОН NH2 то такое соединение будет амфотерным. Так, комплекс [ PI (NH3)5 NH2 ]3+ в реакции со щелочью ведет себя как кислота, а в реакции с кислотой

- как основание: Pt (NH3)5 NH2 + ОН- [Pt (NH3)4 (NH2)2]2++H2O кислота основание [ Pt (NH3)5 NH2 ]3+H3O+ [ Pt (NH3)6 ]4+ +H2O основание кислота Соединения, содержащие только депротонированные ионы (ОН NH2 NH2O-), является уже только основанием. Основные положения теории кислотно - основных свойств комплексных соединений были разработаны А.А Гринбергом. Центральный ион также меняет свои свойства в результате

комплексообразования, что можно видеть, например, по изменению соответствущего электродного потенциала. Так стандартный электродный потенциал системы Fe2+ / Fe3+ в водном растворе равен + 0,771В. Если же взять цианидные комплексы, содержащие железо в степени окисленности +2 и +3, то для системы [ Fe (CN)63- / [ Fe (CN)6 ]4- = +0,36B, из чего следует, что эта система обладает более слабыми окислительными свойствами,

чем система Fe2+/ Fe3+. В данном, наиболее типичном случае, переход от гидротированных ионов к более устойчивым комплексам сопровождается преимущественной стабилизацией комплексного иона, содержащего центральный атом в высшей степени окисленности, вследствие чего окислительная способность этого иона ослабляется. Кроме влияния комплексообразования на свойства лигандов и центрального атома, существует и взаимное влияние лигандов в комплексах. Наиболее ярким его проявлением является транс - влияние, открытое

И.И. Черняевым. Суть этого явления заключается в том, что в комплексах, для которых возможны цис - и транс- изомеры, взаимное влияние лигандов наиболее сильно проявляется при их размещении в транс - положении по отношению друг другу. Некоторые лиганды ( их называют транс- активными) ослабляют воздействие центрального атома на свойства лиганда. Находящегося в транс положении по отношению к рассматриваемому лиганду, а приближают их к свойствам свободного лиганда. Примером прявления транс- влияния можеч служить получение

изомерных диамминов платины (II). При нагревании тетрааминов платины (II) с концентрированной НСl обычно получаются транс- изомеры, а при действии аммиака на К2 [ Pt С14 ] цис - изомеры: [Pt (NH3)4]Cl2+2HCl [Pt (NH3)2Cl2] +2NH4Cl Транс – изомер [PtCl4] +2NH3 [Pt (NH3)2Cl2] +2KCl Цис – изомер Это объясняется большим транс-влиянием иона Сl по сравнению с молекулой

NH3, что и определяет наиболее лабильный лиганд (обведен) в промежуточно образующихся комплексах: