СОДЕРЖАНИЕ
Основные понятия и определения
Направленность ковалентной связи. Гибридизация орбиталей
Насыщаемость ковалентной связи
5 Общие свойства растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля
Если в раствор добавить, например гидроксид натрия
Влияние pH на растворимость электролитов
Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
Получение заданного вещества реакцией обмена
Восстановители-металлы (простые вещества)
Составление материального баланса в полуреакциях
Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях
Электронный баланс в полуреакциях
Уравнение Нернста для металлического электрода
Электрохимический ряд металлов
Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
Таблица А.1 – Константы ионизации некоторых кислот и оснований
. Причем, если ионы Cu2+ и Fe3+ в растворах CuSO4 и FeF3, соответственно, легко обнаружить с помощью реакций обмена (например, действием щелочи), то в приведенных выше их «комплексах» наличие Cu2+ и Fe3 тем же способом не обнаруживается.
Были непонятными, с позиций обычных обменных реакций, некоторые ионно-молекулярные взаимодействия. Так, при добавлении концентрированной соляной кислоты к голубому раствору CuSO4 окраска его менялась на зеленую. Розовый раствор CoCl2 при его выпаривании становился синим без добавления каких-либо реактивов. Какие «слабые электролиты» при этом образовались? Более того, оказались возможными реакции, прямо противоположные «привычным» обменным взаимодействиям. Например, при смешивании Cu(OH)2 и аммиака, осадок не образовывался, а растворялся, и вместо двух слабых оснований получалась щелочь. И, наконец, были получены вещества одинакового состава, но разного строения – изомеры. Ранее свойство изомерии было известно только для органических соединений.
Систематизировать и осмыслить перечисленные выше свойства и явления в течение более чем 100 лет пытались многие ученые, но наиболее полно это удалось сделать швейцарскому химику А. Вернеру (за что впоследствии ему была присуждена Нобелевская премия).
Основные положения координационной теории
Согласно теории А. Вернера, отличительной особенностью координационных соединений является наличие центрального атома(иона) металла, который называют комплексообразователем. Типичные комплексообразователи – катионы металлов побочных подгрупп: Ag+, Cu2+, Fe3+ и др.
В ближайшем окружении центрального атома располагаются ковалентно с ним связанные анионы кислот или электронейтральные молекулы, которые называют лигандами. Типичные лиганды – анионы кислот (галогенид-ионы, CN-, NO2-), молекулы NH3, H2O и др.
Число связей, образуемых центральным атомом с лигандами, называют его координационным числом (КЧ), а число связей, образуемых каждым лигандом с центральным атомом называют дентатностьюлиганда.
Примеры монодентатных лигандов: Cl–, F–, Br–, I–, CN–, OH–, NH3, H2O.
К числу бидентатных лигандов относится H2N–CH2–CH2–NH2 – этилендиамин, оксалат-, карбонат-ионы и др.
Примером полидентатных лигандов может служить этилендиаминтетраацетат-ион (ЭДТА).
Cl]Cl2H2O [Cr(H2O)4Cl2]Cl2H2O
Ионизационные изомеры различаются распределением лигандов-анионов между внутренней и внешней сферами:
[Co(NH3)4Br2]Cl и [Co(NH3)4BrCl]Br
[Pt(NH3)4Cl2]Br2 и [Pt(NH3)4Br2]Cl2
Координационная изомерия возможна для комплексных соединений, у которых и катион и анион комплексные, и обусловлена переходом лигандов от одного комплексообразователя к другому:
[Co(NH3)6][Cr(CN)6] [Cr(NH3)6][Co(CN)6]
Классификация комплексов
а) классификация по заряду внутренней сферы
Как отмечалось ранее, заряд внутренней сферы комплекса равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Если этот заряд положительный, то комплекс относят к катионным, если отрицательный – к анионным, если нулевой – к неэлектролитам.
Примеры:
[Cu(H2O)4]SO4, [Ni(NH3)6]Cl2, [Pt(NH3)4Br2]Cl2 – катионные комплексы;
Na3[Al(OH)6], K3[FeF6], K[Co(NH3)2(CN)4] – анионные комплексы;
[Pt(NH3)2Cl4], [Ni(CO)4], [Cr(C6H6)2 – комплексные неэлектролиты.
б) классификация по типу лигандов
– аминокомплексы – комплексы, в которых функцию лигандов выполняют молекулы аммиака или другие амины: [Cu(NH3)4]SO4, [Pt(en)3]Cl4 (en – этилендиамин H2N(CH2)2NH2).
– аквакомплексы – комплексы, в которых функцию лигандов выполняют молекулы воды: [Cu(H2O)4]SO4, [Cr(H2O)6]Cl3, [Al(H2O)6]Cl3 .
– гидроксокомплексы – комплексы, в которых функцию лигандов выполняют гидроксид-ионы: K3[Cr(OH)6], Na2[Zn(OH)4] .
– ацидокомплексы – комплексы, в которых функцию лигандов выполняют анионы кислот: K2[PtCl6], K2[SiF6], K3[Fe(CN)6] .
Существуют также смешанные комплексы, в состав внутренней сферы которых входят различные типы лигандов.
Номенклатура комплексных соединений
Название комплексного соединения, как и название соли, начинают с названия аниона, за которым следует название катиона в родительном падеже. Для того чтобы освоить номенклатуру комплексных соединений, необходимо научиться правильно называть комплексные анионы и катионы.
Название комплексного иона (или электронейтральной комплексной частицы) начинают с указания числа лигандов и их типа. Число лигандов указывают греческими числительными: