Глава 12. Комплексные соединения

После усвоения материала Главы 12 студент должен:

знать

• основные положения теории Вернера;

• механизм образования связей между ионом-комплексообразователем и лигандами, между внешней и внутренней сферами;

• правила номенклатуры комплексных соединений;

• диссоциацию комплексного соединения, определение константы нестойкости комплексного иона;

• химические свойства комплексных соединений;

уметь

• определять заряды комплексообразователя, лигандов и комплексного иона, координационное число комплексообразователя в соединении;

• давать название комплексного соединения;

• писать уравнения диссоциации комплексных соединений и выражение константы нестойкости комплексного иона;

• опишисать характер связей и пространственное строение комплексного иона в соединении;

• оценить возможность протекания процесса с участием комплексного иона, составлять молекулярные и ионные уравнения возможных процессов;

• получать комплексные соединения d-элементов, исследовать их свойства;

владеть

• представлениями об особенностях строения и свойствах комплексных соединений;

• навыками составления реакций с участием комплексных соединений d-элементов

12.1. Координационная теория Вернера

Согласно координационной теории, которую в 1893 г. предложил швейцарский ученый А. Вернер (1866-1919 гг.), координационные (комплексные), соединения состоят из двух сфер: внешней и внутренней. Внутренняя сфера, называемая также комплексом, включает центральный ион или атом, вокруг которого координируются ионы или нейтральные молекулы. При записи комплексного соединения внутреннюю сферу или комплекс заключают в скобки, например, [Zn(CN)₄]^2–, [Zn(OH)₄]^2–, [Cu(NH₃)₄]²⁺. Центральный ион или атом называется комплексообразователем, а координируемые им ионы или молекулы – лигандами. Число лигандов, координируемых комплексообразователем, называют координационным числом.

Например:

	[Cu(NH3)4]SO4		K3[Fe(CN)6]
	[Cu(NH3)4]2+	← внутренняя сфера →	[Fe(CN)6]3–
	SO42–	← внешняя сфера →	3K+
	Cu2+	← комплексообразователь →	Fe3+
	4NH3	← лиганды →	6CN–
	4	← координационное число →	6

В зависимости от заряда различают анионные комплексы, например [РF₆]^–, [Zn(CN)₄]^2–, [А1(ОН)₄]^–, [PtCl₆]^2–; катионные комплексы, например, [Сu(NН₃)₄]²⁺ , [Ni(H₂O)₄]²⁺; нейтральные комплексы, например, [Ni(CO)₆] и [Pt(NH₃)₂Cl₂]. Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы. Заряд комплекса численно равен алгебраической сумме заряда центрального иона и зарядов лигандов.

Комплексообразователями служат атомы или ионы, имеющие свободные орбитали. Способность к комплексообразованию возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его размера. К наиболее распространенным комплексообразователям относятся ионы d-элементов VII, VIII, I и II групп периодической таблицы элементов, а также некоторые р-элементы.

К числу лигандов относятся простые анионы, такие как: F^–, Cl^–, Br^–, I^–, S^2–, сложные анионы, например, CN^–, NCS^–, NO₂^–, молекулы, например, Н₂О, NН₃, СО, H₂NCH₂CH₂NH₂ (Еn).