Классификация комплексных соединений

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Учебное пособие

Федеральное агентство по образованию

Уральский государственный технический университет - УПИ

Имени первого Президента России Б.Н. Ельцина»

М.И. Пантюхина

Е.А. Никоненко

 

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Учебное пособие

 

Научный редактор проф., д-р хим. наук М.Г. Иванов

 

 

 

Екатеринбург

Уральский федеральный университет

 

УДК 546(075.8)

ББК 24 я 73

Н64

Рецензенты:

Профессор, д-р хим. наук В.Ф.Марков (УрИ ГПС, МЧС РФ)

Старший научный сотрудник, к.т.н. Э.Г. Вовкотруб (ИВТХ УрО РАН)

 

 

Пантюхина М.И., Никоненко Е.А.

 

Н64 Химия элементов: Учебное пособие, М.И. Пантюхина, Е.А. Никоненко, Екатеринбург: «УрФУ», 2013. 106 с.

 

ISBN 978-5-321-017000-5

Учебное пособие предназначено для самостоятельного изучения раздела химии: «Химия элементов». Содержит теоретический материал, примеры и образцы решения заданий, задания для самоконтроля в тестовой форме, контрольные задания по основным разделам пособия. Приведены необходимые справочные материалы. Рекомендуется студентам первого курса химических специальностей заочной формы обучения, а также студентам очной формы обучения.

Библиогр.: _6_ назв. Рис._2_. Прил. 5.

 

 

ISBN 978-5-321-017000-5

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
ВОПРОСЫДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ Тема 1: «Комплексные соединения»
2-a. НЕМЕТАЛЛЫ
Подгруппа бора. IIIА-группа
Подгруппа IV-A Углерод
Кремний
Подгруппа V-A
Азот
Фосфор и его соединения
Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы
Кислород
Сера
Элементы VII –А группы. общая характеристика
Фтор и его соединения
Хлор и его соединения
Бром и его соединения
Иоди его соединения
2-б. МЕТАЛЛЫ. ОБЩИЕ СВОЙСТВА
Подгруппа железа
Подгруппа марганца
Подгруппа хрома
Подгруппа ванадия
Подгруппа титана
Подгруппа цинка
Подгруппа меди
Подгруппа германия
Подгруппа алюминия
ВОПРОСЫДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ Тема 2: «Химия элементов» Тема 2a: «Металлы»
Тема 2б: «Неметаллы»
Приложение

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Основные понятия

Комплексными называют соединения, содержащие в своем составе сложные ионы или молекулы, способные к самостоятельному существованию как в кристаллическом виде, так и в растворах. Строение комплексных соединений рассматривают на основе координационной теории, предложенной в 1893 г. швейцарским химиком Альфредом Вернером. В соответствии с этой теорией в комплексных соединениях различают внешнюю и внутреннюю сферы. Внутренняя сфера состоит из иона-комплексообразователя (центрального иона), которым обычно является катион или нейтральный атом металла, и определенного числа отрицательнео заряженных ионов или нейтральных молекул, прочно связанных с комплексообразователем. Их называют лигандами. Число лигандов определяет координационное число (КЧ) комплексообразователя. Определим составные части, например, в молекуле K4[Fe(CN)6]. Комплексообразователь – ион железа Fe2+, лиганды – цианид-ионы СN–, координационное число равно шести. В квадратные скобки заключена внутренняя сфера. Ионы калия образуют внешнюю сферу комплексного соединения. Согласно методу валентных связей природа связи между центральным ионом (атомом) и лигандами может быть двоякой. С одной стороны, связь обусловлена силами электростатического притяжения. С другой – между центральным атомом и лигандамиможет образоваться связь по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар лигандов и свободных орбиталей комлексообразователя. Таким образом, ион-комплексообразователь является акцептором, а лиганды – донорами электронныых пар.

 

Центральным атомом, или ионом-комплексообразователем, могут быть:

· Положительно заряженные ионы металлов, обладающие большим поляризующим действием (Cu²⁺, Co²⁺, Co³⁺, Pt⁴⁺, Cr³⁺ и др.). Это, как правило, d- и f- элементы; у s- элементов комплексные соединения немногочисленны и отличаются не высокой устойчивостью (кроме иона Be²⁺);

· Нейтральные атомы d- металлов (Mn, Fe, Co, Ni, Cr и др. и инертные газы). Например: [Fe(CO)₅]⁰; [Xe(H₂O)₆]⁰.

В качестве лиган дов могут выступать:

· Отрицательно заряженные ионы (Cl^–, CN^–, OH^–, NO₃^–, CNS^–, Br^–, I^– и др.);

· полярные молекулы (H₂O, CO, NH₃, NO, N₂H₄ и др.), имеющие одну или несколько неподеленных пар электронов;

· неполярные, но легко поляризующиеся молекулы (например, этилендиамин H₂N–CH₂–CH₂–H₂N и др.).

Координационное число (к.ч.) показывает количество лигандов, связанных с центральным атомом во внутренней координационной сфере. Как правило, координационное число больше числового значения заряда иона-комплексообразователя. Координационное число может принимать значения от 2 до 12, но чаще всего к.ч. равно 6, 4 или 2, что соответствует наиболее симметричной конфигурации комплексного иона.

Значение к.ч. зависит:

· от химической природы центрального атома. Однако, несмотря на одинаковую степень окисления центрального атома, координационные числа могут быть различны.

+2 +2

Например: [ Cu (NH₃)₄]²⁺ к.ч. = 4 и [ Co (NH₃)₆]²⁺ к.ч. = 6;

· степени окисления комплексообразователя. Чем выше степень окисления, тем больше к.ч.

+2 4+

Например: [Pt(NH₃)₄]²⁺ и [Pt(NH₃)₆]⁴⁺;

· химической природы лиганда (от радиуса лиганда).

Например: алюминий координирует четыре иодид иона [AlI₄]^–, но шесть ионов фтора [AlF₆]^3– Радиус F^- меньше радиуса I^-;

· соотношения радиусов комплексообразователя и лиганда.

В простейшем случае если к.ч. равно удвоенному значению степени окисления иона-комплексообразователя. Например: для Ag⁺ к.ч. = 2.

Классификация комплексных соединений

Первый тип – комплексы, образованные по типу присоединения одной молекулы к другой (ацидокомплексы, если лиганды являются остатками кислот):

PtCl₄ + 2HCl = H₂[PtCl₆]

Второй тип комплексов – соединения, являющиеся результатом внедрения группы молекул внутрь другой молекулы:

CrBr₃ + 6NH₃ = [Cr (NH₃)₆]Br₃

Классы комплексных соединений:

· кислоты – H₂[PtCl₆];

· основания – [Cu(NH₃)₆](OH)₂;

· соли – [Co(NH₃)₆](NO₃)₂