3. Комплексные соединения Цель работы
Изучение строения и свойств комплексных соединений.
Теоретическое введение
Комплексные соединения характеризуются наличием ковалентной связи, возникающей по донорно-акцепторному механизму.
Механизм образования ковалентной связи за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным.
Строение комплексных соединений рассмотрим на примере [Ag(NH3)2]Cl. [Ag(NH3)2]+ – внутренняя сфера (обычно заключена в квадратные скобки); Cl- – внешняя сфера.
Состав внутренней сферы: Ag+ – центральный ион, называемый комплексообразователем, молекулы NH3 – лиганды. Число присоединившихся к комплексообразователю лигандов называют координационным числом комплексообразователя. В соединении [Ag(NH3)2]Cl ион Ag+ имеет координационное число, равное 2.
Заряд комплексного иона вычисляют как алгебраическую сумму зарядов комплексообразователя и всех лигандов. В данном примере: +1+2.(0) = +1.
Рассмотрим виды связей в комплексном соединении [Ag(NH3)2]Cl. Для этого напишем электронные формулы элементов и подчеркнем валентные электроны:
Н
No 1s2 2s2 2p3
Ago 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1 5po
Ag+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5so 5po
В молекуле аммиака NH3 между атомами азота и атомами водорода существует обычная ковалентная связь, образованная 1s электронами атома водорода и 2p электронами атома азота (обменный механизм).
У атома азота есть неподеленная пара 2s2 электронов. Азот предоставляет эту пару электронов иону серебра на свободные орбитали 5s и 5p. Между ионом Ag+ и молекулами NH3 образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму. Ag+ – акцептор электронов, азот в NH3 – донор.
Типы связей в комплексном соединении [Ag(NH3)2]Cl.
│ Н Н │ Условные обозначения:
│ •х •х │ • – электроны азота
│Н х • N •• Ag+ •• N • х Н | о Cl х – электроны водорода
│ •х •х │ о – электрон хлора
│ Н Н │ – электрон серебра
х • ковалентная •• донорно-акцепторная о ионная
связь связь связь
Комплексные соединения хорошо диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы комплекса:
[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl-.
Такая диссоциация протекает полностью и называется первичной.
Комплексные ионы являются слабыми электролитами, т.е. диссоциируют лишь в незначительной степени (вторичная диссоциация):
Ag(NH3)2+ ↔ Ag+ + 2 NH3 .
Применяя закон действующих масс к обратимым процессам, получим выражения для константы равновесия диссоциации комплексного иона
Кн = [Ag+].[ NH3]2/[[Ag(NH3)2]+] .
Константа равновесия диссоциации комплексных ионов называется константой нестойкости (Кн). Величина Кн характеризует устойчивость комплексного иона. Чем больше Кн, тем менее прочен комплексный ион.
Непрочные (неустойчивые) комплексные ионы можно разрушить добавлением воды, так как при разбавлении увеличивается степень диссоциации. Например, ион [Co(CNS)4]2- неустойчив, Кн = 1,010-3, и при добавлении воды наблюдается переход фиолетовой окраски раствора, характерной для ионов [Co(CNS)4]2-, в розовую, характерную для иона Со2+.
Устойчивые комплексные ионы можно разрушить, выводя из сферы реакции ионы или молекулы, образующиеся при диссоциации комплексного иона.
В качестве примера рассмотрим разрушение комплексного иона [Ag(NH3)2]+ азотной кислотой НNО3. Ион [Ag(NH3)2]+ диссоциирует:
[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2 NH3 , Кн = 6,8.10-8.
При добавлении НNО3 ион Н+ выводит из сферы реакции молекулу аммиака, связывая ее в более прочный комплексный ион аммония:
NН3 + Н+ ↔ NH4+, Кн = 8,3.10-10 .
В результате равновесие диссоциации [Ag(NH3)2]+ смещается вправо, концентрация Ag+ увеличивается и становится достаточной для образования осадка AgСl:
[Ag(NH3)2]Cl + 2 НNО3 = AgCl + 2 NH4NО3.
В отличие от комплексных соединений, соединения с малоустойчивой внутренней сферой называют двойными солями. Их формулы записывают без квадратных скобок, как соединения молекул:
(NH4)2SO4.Fe2(SO4)3; К2SO4.Al2(SO4)3.
В растворах двойные соли диссоциируют практически пол-ностью.