Семинар «Модели строения атома и химической связи»

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 7Следующая ⇒

Радиальное распределение электронной плотности на р-, d-и f-орбиталях атома водорода

Энергии s- и р-орбиталей атомов 1-го и 2-го периодов и Na

Типы гибридизации орбиталей

Задача 9.

По формуле соединения составьте названия комплексов и их формулы.

Номенклатура

http://ru.wikipedia.org/wiki/%CA%EE%EC%EF%EB%E5%EA%F1%ED%FB%E5_%F1%EE%E5%E4%E8%ED%E5%ED%E8%FF

Задача 10.

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций образования комплексных соединений и формулу их общей константы нестойкости.

См.

http://chem-bsu.narod.ru/umk_chem_webCD/Ch3/komplsoed.htm

или

http://kurs.ido.tpu.ru/courses/Analyt_chem_1/tema9.htm

Образование комплексных соединений

Комплексные соединения имеют сложный состав. В них выделяют центральный атом (комплексообразователь) и связанные с ним лиганды (заряженные или нейтральные неорганические или органические частицы, т. е. ионы или молекулы). Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю координационную сферу соединения. Кроме внутренней сферы, в большинстве случаев имеется также внешняя координационная сфера, состоящая из отрицательных или положительных ионов.

Ионы внешней сферы связаны с комплексным ионом ионогенно, т. е. при растворении вещества в воде они отщепляются в виде свободных ионов. Наоборот, связь между комплексообразователем и лигандами имеет неионогенный характер, и вся внутренняя координационная сфера находится в водных растворах в виде комплексного иона. Так, в случае K[Ag(CN)₂] комплексообразователем является Ag⁺, лигандами – CN^-. Во внешней координационной сфере находятся К⁺ - ионы. Группа является внутренней сферой комплекса.

Заряды комплексных ионов равняются алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Так, заряд иона равен (+1) + (-2) = -1.

Если лигандами являются нейтральные молекулы, их присутствие не отражается на заряде комплекса. Поэтому его заряд равен в таких случаях заряду комплексообразователя. Например, заряд иона [Ag(NH₃) ₂]⁺ такой же, как и у иона Ag⁺.

О заряде комплекса можно судить также по составу внешней координационной сферы. Найдя заряд комплекса, легко определить и степень окисления комплексообразователя, если она неизвестна. Так, в комплексном соединении K₄ [Fe(CN)₆] во внешней сфере находятся четыре однозарядных положительных иона К⁺, а поскольку вся молекула электронейтральна, заряд внутренней координационной сферы [Fe(CN)₆]⁴- должен равняться 4-. Ионы CN^-, являющиеся лигандами, несут в общей сложности 6 отрицательных зарядов, значит, комплексо-образователь должен иметь заряд, равный 2+.

Общее число лигандов, координированных с данным комплексообразователем в комплекс, называется координационным числом комплексообразователя. У большинства комплексообразователей (Cr³⁺, Co³⁺, Fe²⁺, Fe ³⁺, Zn²⁺, Ni²⁺ и т. д.) координационное число равно 6. Координационное число 4 наблюдается у ионов Cd²⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Pt²⁺ и др. Существуют также комплексы, в которых комплексообразователь может иметь и другие координационные числа, например: 2, 3, 8 и т. д.

Лигандами в большинстве случаев служат однозарядные отрицательные ионы, а также молекулы, подобные NH₃, H₂O, и другие, способные занимать лишь одно координационное место в комплексе. Известны лиганды, которые могут занимать сразу два и больше мест. Такие лиганды называются бидентатными, тридентатными и т. д., в зависимости от того, сколько мест во внутренней сфере комплексного соединения данный лиганд может занять.

Способность к образованию комплексов всего сильнее проявляют элементы, расположенные в средней части больших периодов Периодической системы элементов Д. И. Менделеева (Cu, Ni, Co, Fe, Mn, Zn, Ag и т. д.).

Общим методом получения комплексов типа присоединения является действие избытка комплексообразующего реагента на соли связываемого в комплекс иона. Например,

HgCl₂ + 4KI = K₂[HgI₄] + 2KCl

Таким способом получают галогено-, родано-, циано-, нитро-, киcлородсодержащие и другие комплексные соединения.

Общим методом получения комплексов, образующихся по типу внедрения, является действие аммиака или воды на соли связываемого в комплекс иона. Например,

HgCl₂ + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Так получают аммиакаты и аквакомплексы.

С позиций электронной теории образование комплексных соединений происходит как результат проявления сил электростатического притяжения, действующих между лигандами и ионом-комплексообразователем.

Электростатическая теория Косселя (теория ионной связи) образование молекулы аммиака объясняет следующим образом. Нейтральный атом азота во внешнем электронном слое имеет 5 электронов и поэтому стремится дополнить это число до устойчивого октета (8 электронов). При реакции с атомами водорода электроны трех атомов водорода переходят к атому азота и образуется отрицательный N^3- и три положительных H⁺. В результате взаимного притяжения образуется [NH₃].

Теория ковалентной связи Льюиса образование комплексов объясняет возникновением ковалентной связи между ионами комплексообразователя и лигандами. Ковалентная связь осуществляется за счет электронных пар, общих для обоих соединяющихся атомов. Согласно этой теории молекула аммиака образуется в результате возникновения трех общих электронных пар, связывающих атомы водорода с атомом азота:

Теория ковалентной связи допускает возможность использования "свободной" пары электронов для осуществления связи с соответствующим ионом. В случае аммиака таким ионом является H⁺, в результате образуется ион NH⁺₄:

Подобная связь, осуществляемая за счет электронной пары, принадлежавшей первоначально одному из соединяющихся атомов и как бы отдаваемой им в общее владение с другим атомом, называется координационной, или донорно-акцепторной связью. При этом атом, отдающий электронную пару, называют донором, а атом, получающий её,– акцептором.

Лиганды в комплексных соединениях в большинстве случаев представляют собой атомы или группы атомов с одной или несколькими неподеленными парами электронов. К ним относятся галогенид-ионы, азотистые основания (аммиак, пиридин, алифатические амины и др.), гидроксил-ионы, некоторые органические соединения, содержащие карбоксильную (СООН-) и карбонильную (= С = О) группы, а также функциональные группы, имеющие в своем составе серу, фосфор или мышьяк. Донорными атомами в этих лигандах, как правило, являются галоген, азот, кислород, фосфор или мышьяк.

Следующим этапом развития теории координационных соединений являются теория молекулярных орбиталей, которая развивает и углубляет теорию ковалентных связей, и теория строения кристаллического поля, которая основывается на электрохимических представлениях. Более полной теорией координационных соединений, объединяющей теорию молекулярных орбиталей и теорию кристаллического поля, является теория поля лигандов.

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Организация работы процедурного кабинета

Области применения синхронных машин

Оптимизация по Винеру и Калману