общая и неорганическая химия
.pdf31
нитрата серебра (реактив на хлорид-ионы) к раствору первого соединения, осаж- дается 4 моль хлорид-ионов из 1 моль PtCl4·6NH3. Из 1 моль второго соединения осаждается 3 моль ионов Cl– в виде осадка AgCl, из 1 моль третьего соединения осаждается 2 моль хлорид-ионов, из 1 моль четвёртого – только 1 моль хлорид- ионов, из пятого соединения хлорид-ионы не осаждаются вообще.
Вернер предположил, что в рассматриваемом случае катион четырёхвалент- ной платины Pt+4 может присоединять помимо хлорид-ионов ещё и молекулы ам- миака, и счёл необходимым в дополнение к понятию «валентность» ввести ещё одну характеристику – координационное число. Координационное число опреде- ляет общее число молекул и отрицательно заряженных ионов, которые могут быть присоединены к данному катиону. Вернер также сделал предположение, что для иона Pt+4 координационное число равно 6. Таким образом, к катиону Pt+4 может быть присоединено 6 частиц, и строение рассматриваемых соединений можно
представить следующим образом: 1) [Pt(NH3)6]Cl4, |
2) [Pt(NH3)5Cl]Cl3, |
||
3) [Pt(NH3)4Cl2]Cl2, |
4) [Pt(NH3)3Cl3]Cl, |
5) [Pt(NH3)2Cl4]. |
Согласно координационной теории в любом комплексном соединении су- ществует ион (обычно положительно заряженный), вокруг которого в непосредст- венной близости расположены (т.е. координированы) противоположно заряжен- ные ионы и (или) электронейтральные частицы – молекулы. Этот ион, вокруг ко- торого координируются другие частицы, называется комплексообразователем, или центральным ионом (например, Pt+4). Если в роли комплексообразователя выступает нейтральный атом, то его называют центральным атомом.
Частицы – молекулы и ионы, – которые непосредственно присоединены к комплексообразователю, называются лигандами, например, Cl–, NH3. Комплексо- образователь вместе с координированными вокруг него лигандами образует внут- реннюю сферу комплексного соединения. Остальные ионы, не присоединённые непосредственно к комплексообразователю, т.е. не находящиеся во внутренней сфере, образуют внешнюю сферу. При записи формул комплексных соединений внутренняя сфера заключается в квадратные скобки, ионы внешней сферы запи- сываются за квадратными скобками.
При растворении в воде комплексного соединения внутренняя сфера в зна- чительной степени сохраняет стабильность, а ионы внешней сферы легко отщеп- ляются и существуют в растворе как самостоятельные частицы. Именно этим объ- ясняется тот факт, что при добавлении нитрата серебра к соединениям хлорида платины с аммиаком осаждается различное количество хлорид-ионов.
Лиганды могут соединяться с комплексообразователем посредством одной или нескольких химических связей. По этому признаку различают монодентатные лиганды, которые образуют одну химическую связь с комплексообразовате- лем, бидентатные, образующие две химические связи с центральным ионом, и полидентатные, образующие более двух связей с комплексообразователем.
Примеры монодентатных лигандов: Cl–, F–, Br–, I–, CN–, OH–, NH3, H2O.
32 |
|
К числу бидентатных лигандов относится молекула этилендиамина |
H2N– |
CH2–CH2–NH2, которая присоединяется двумя крайними атомами азота к цен- тральному иону.
Примером полидентатных лигандов может служить этилендиаминтетрааце- тат-ион (ЭДТА):
Комплексы с полидентатными лигандами называются хелатными. Многие хе-
латные комплексы широко распространены в природе и играют важную роль в биологических процессах, например, гемоглобин крови (комплексообразователь Fe2+), хлорофилл (комплексообразователь Mg2+).
Число монодентатных лигандов, координированных вокруг центрального иона, называется координационным числом.
Таблица 2.1 – Зависимость координационного числа центрального иона
от степени окисления
Степень окисления |
+1 |
+2 |
+3 |
+4 |
|
центрального иона |
|||||
|
|
|
|
||
Координационное число |
2 |
4; 6 |
4; 6 |
6 |
|
|
|
|
|
|
Проанализировав координационные числа многих комплексообразователей, Вернер пришёл к выводу, что степень окисления центрального иона, является од- ним из важнейших факторов, влияющих на координационное число (таблица 2.1). Другим фактором, который может оказывать существенное влияние на координа- ционное число комплексообразователя, является размер центрального иона.
Из-за большого разнообразия свойств комплексных соединений нет полного единства в определении понятия «комплексное соединение», и любое определе- ние не является исчерпывающим и применимо лишь в определённых пределах.
Одно из возможных определений: комплексными (координационными) соедине-
ниями называются соединения, в состав которых входят комплексные (т.е. сложные) ионы или электронейтральные частицы, способные к устойчивому существованию в растворах и состоящие из центрального атома или положительно заряженного иона, вокруг которого координированы лиганды – анионы и (или) молекулы.
33
2.3 Природа химической связи в комплексных соединениях
Согласно методу валентных связей, образующиеся при комплексообразова- нии химические связи имеют донорно-акцепторное происхождение. Внутренняя сфера комплексного соединения образуется в результате взаимодействия иона- комплексообразователя, имеющего свободные орбитали, с лигандами, атомы ко- торых обладают неподелёнными электронными парами. В принципе, ион аммония также можно считать комплексным ионом, при образовании которого в роли ком- плексообразователя выступает ион H+, а в роли лиганда – молекула NH3 (см. раз- дел 1.5.1 «Механизмы образования ковалентной связи» лекции 1).
Рисунок 2.1 – Схемы донорно-акцепторного взаимодействия при обра-
зовании комплексных ионов: a) [Cu(H2O)4]2+; б) [BeF4]2-; в) [Ag(NH3)2]+
Таким образом, химическая связь между комплексообразователем и лигандами является ковалентной (рисунок 2.1). Химическая связь между ионами внешней сферы и комплексными ионами, образующими внутреннюю сферу комплексного соединения, осуществляется за счёт электростатического притяжения, т.е. имеет ионную природу.
2.4 Классификация комплексов
2.4.1 Классификация по электрическому заряду внутренней сферы Различают катионные, анионные и электронейтральные комплексы. Кати-
онный комплекс образуется в результате координации вокруг положительно заря-
34
женного иона нейтральных молекул-лигандов: [Cu(H2O)4]2+ или [Cu(H2O)4]SO4;
[Ni(NH3)6]2+ или [Ni(NH3)6]Cl2 . |
|
|
|
В анионном комплексе лигандами являются отрицательно заряженные ио- |
|
ны: |
[Al(OH)6]3– или Na3[Al(OH)6]; |
[FeF6]3– или K3[FeF6]; |
|
[Fe(CN)6]4– или Na4[Fe(CN)6]; |
[HgI4]2– или Na2[HgI4] |
Нейтральные комплексы образуются при координации вокруг центрального атома молекул, а также при одновременной координации вокруг положительно заряженного иона-комплексообразователя отрицательных ионов и молекул:
[Pt(NH3)2Cl4], [Ni(CO)4], [Cr(C6H6)2] .
Очевидно, что заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов со- ставляющих его частиц. Суммарный заряд ионов внешней сферы равен по моду- лю и противоположен по знаку заряду внутренней сферы комплекса.
2.4.2 Классификация по типу лигандов Аммиакаты – комплексы, в которых лигандами являются молекулы аммиа-
ка: [Cu(NH3)4]SO4, [Pt(NH3)6]Cl4 .
Аквакомплексы – комплексы, в которых лигандами являются молекулы во-
ды: [Cu(H2O)4]SO4, [Cr(H2O)6]Cl3, [Al(H2O)6]Cl3 .
Гидроксокомплексы – комплексы, в которых лигандами являются гидрок-
сид-ионы: K3[Cr(OH)6], Na2[Zn(OH)4] .
Ацидокомплексы – комплексы, в которых лигандами являются анионы кис-
лотных остатков: K2[PtCl6], K2[SiF6], K3[Fe(CN)6] .
Существуют также смешанные комплексы, в состав внутренней сферы ко- торых входят различные типы лигандов.
2.5 Номенклатура комплексных соединений
Название комплексного соединения, как и название соли, состоит из назва- ния 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 любого комплексного иона (или электронейтральной комплексной частицы) начинают с указания числа лигандов и их типа. Число лигандов указы- вают греческими числительными: 1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, 7 – гепта, 8 – окта.
Названия наиболее распространённых лигандов: F– – фторо-; Cl– – хлоро-; Br– – бромо-; I– – йодо; OH– – гидроксо-; SO32– – сульфито-; NO2– – нитро-; NH3–
аммин-; CN– – циано-; H2O – аква- .
Если комплексная частица является анионом, то к названию лигандов добавляется корень латинского названия элемента-комплексообразователя и окончание -ат. Затем следует указать степень окисления комплексообразователя римскими цифрами в скобках. Если валентность комплексообразователя постоян- на, то её обычно не указывают.
35
Например, Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия; K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия; K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия, Na[Au(CN)2] – дицианоаурат (I) натрия.
Если в состав внутренней сферы комплекса входят в качестве лигандов и молекулы, и анионы, то в первую очередь называют анионы, а затем молекулы: K2[Pt(NH3)2Cl4] – тетрахлородиамминплатинат (II) калия.
Если комплекс катионного типа, то используют русское название (в родительном падеже) элемента-комплексообразователя:
[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра (I); [Pt(NH3)4Cl2]Cl2 – хлорид дихлоротетраамминплатины (IV); [Cu(H2O)4]SO4 – сульфат тетрааквамеди (II); [Co(NH3)6](NO3)2 – нитрат гексаамминкобальта (II).
При составлении названия электронейтрального комплекса используют русское название комплексообразователя в именительном падеже:
[Cr(H2O)3F3] – трифторотриаквахром (III); [Co(NH3)3(NO2)2Cl] – хлородинитротриамминкобальт (III); [Pt(NH3)4Br2] – дибромотетраамминплатина (II).
2.6 Диссоциация комплексных соединений в растворах
Диссоциация комплексного соединения на ионы внешней сферы и ком- плексный ион, представляющий собой внутреннюю сферу, протекает по типу сильного электролита и называется первичной диссоциацией комплексного со- единения:
Na2[Zn(OH)4] → 2 Na+ + [Zn(OH)4]2– .
Диссоциация внутренней сферы комплексного соединения протекает по ти- пу слабого электролита, т.е. ступенчато, обратимо и не полностью; этот процесс называется вторичной диссоциацией комплексного соединения. Таким образом, вторичная диссоциация характеризуется наличием равновесия между комплекс- ной частицей, центральным ионом и лигандами:
[Zn(OH)4]2– [Zn(OH)3]– + OH–;
[Zn(OH)3]– Zn(OH)2 + OH–;
Zn(OH)2 ZnOH+ + OH–; ZnOH+ Zn2+ + OH–.
Диссоциация комплексных ионов, как и диссоциация всякого слабого элек- тролита, характеризуется константой равновесия. В рассматриваемом случае эта константа равновесия называется константой нестойкости комплексного со- единения. Чем более неустойчив данный комплекс, тем больше константа нестой- кости. Равновесие каждой стадии вторичной диссоциации характеризуется своей константой нестойкости.
|
|
|
|
36 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
[Zn(OH)4]2– [Zn(OH)3]– + OH– |
|
|
|
|
C(Zn(OH) − ) × C(OH− ) |
||||||||
K4 |
|
= |
|
|
3 |
|
|
|
|
||||
|
|
C(Zn(OH)4 |
2− ) |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
– |
|
|
– |
|
|
|
|
C(Zn(OH)2 ) × C(OH− ) |
|||||
[Zn(OH)3] Zn(OH)2 |
+ OH |
K3 |
|
= |
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
C(Zn(OH)3− ) |
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
Zn(OH)2 ZnOH+ + OH– |
|
K2 |
|
= |
C(ZnOH+ ) × C(OH− ) |
|
|||||||
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
C(Zn(OH)2 ) |
||||
ZnOH+ Zn2+ + OH– |
|
|
K1 |
= C(Zn2+ ) × C(OH− ) |
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
C(ZnOH+ ) |
|
|
|
|
|
Суммарному процессу [Zn(OH)4]2– Zn2+ + 4 OH– соответствует общая кон- |
|||||||||||||
станта нестойкости |
Kобщ. = |
C(Zn2+ ) × C 4 (OH− ) |
. |
|
|
|
|
||||||
C(Zn(OH)4 |
2− ) |
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
Очевидно, что Kобщ. = K1×K2×K3×K4 .
Величина, обратная константе нестойкости, называется константой ус-
тойчивости комплекса: Kобщ. уст. = 1/Kобщ. нест. .
K1 уст. = 1/K1 нест. ; K2 уст. = 1/K2 нест. ; K3 уст. = 1/K3 нест. ; K4 уст. = 1/K4 нест. .
Чем более устойчив комплекс, тем больше константа устойчивости. Константы нестойкости и устойчивости являются справочными величинами.
2.7 Образование и разрушение комплексов
Образование аквакомплексов происходит при растворении солей многих металлов в воде:
CuSO4 + 4 H2O ® [Cu(H2O)4]SO4 ;
Cu2+ + 4 H2O ® [Cu(H2O)4]2+ .
Соединения многих d-элементов способны взаимодействовать с аммиаком или его водным раствором с образованием амминокомплексов:
Ni(NO3)2 + 6 NH3 ® [Ni(NH3)6](NO3)2 ;
Ni2+ + 6 NH3 ® [Ni(NH3)6]2+ ;
Ni(NO3)2 + 6 NH4OH ® [Ni(NH3)6](NO3)2 + 6 H2O;
Ni2+ + 6 NH4OH ® [Ni(NH3)6]2+ + 6 H2O.
37
Гидроксиды амфотерных металлов растворяются в избытке растворов ще-
лочей с образованием гидроксокомплексов: |
|
|
Cr(OH)3 + 3 KOH ® K3[Cr(OH)6]; |
Be(OH)2 |
+ 2 NaOH ® Na2[Be(OH)4]; |
Cr(OH)3 + 3 OH– ® [Cr(OH)6]3– ; |
Be(OH)2 |
+ 2 OH– ® [Be(OH)4]2–. |
Ацидокомплексы можно получить в результате взаимодействия соединений d-элементов с растворами солей или кислот:
AgCl + 2 NaCN ® Na[Ag(CN)2] + NaCl; |
HgI2 |
+ 2 |
KI ® K2[HgI4]; |
AgCl + 2 CN– ® [Ag(CN)2]– + Cl–; |
HgI2 |
+ 2 |
I– ® [HgI4]2–; |
FeCl2 + 6 KCN ® K4[Fe(CN)6] + 2 KCl; |
CuCl + HCl ® H[CuCl2]; |
||
Fe2+ + 6 CN– ® [Fe(CN)6]4–; |
CuCl + Cl– ® [CuCl2]–. |
Поскольку комплексный ион является малодиссоциирующим соединением, то для его разрушения необходимо, чтобы в качестве продукта реакции образо- вался ещё более слабый электролит. Например, все гидроксокомплексы устойчи- вы только в щелочных растворах и разрушаются при добавлении кислот. В дан-
ном случае разрушение комплекса происходит вследствие связывания лигандов (ионов OH–) ионами H+ и образования очень слабого электролита – воды.
Na2[Zn(OH)4] + 2HCl ® Zn(OH)2¯ + 2NaCl + 2H2O;
[Zn(OH)4]2– + 2H+® Zn(OH)2¯ + 2H2O.
Na2[Zn(OH)4] + 4HCl ® ZnCl2 + 2NaCl + 4H2O;
[Zn(OH)4]2– + 4H+® Zn2+ + 4H2O;
Зная численные значения констант нестойкости можно прогнозировать на- правление протекания реакций, в которых происходит разрушение одного и обра- зование другого комплекса: при сильном различии величин констант нестойкости равновесие реакции смещено в сторону образования более прочного комплекса. Например, равновесие реакции
[Ag(NH3)2]Cl + 2 KCN K[Ag(CN)2] + 2 KCl + 2 NH3
[Ag(NH3)2]+ + 2 CN– [Ag(CN)2]– + 2 NH3
практически полностью смещено вправо, поскольку цианидный комплекс серебра намного более устойчив, чем амминокомплекс:
Kобщ. нест. [Ag(NH3)2]+ = 6,8×10–8 >> Kобщ. нест.[Ag(CN)2]– = 1×10–21.
Примечание – Для галогенидов некоторых p-металлов (например, Al, Ga, In) также ха-
рактерны реакции образования ацидокомплексов: |
|
||
AlF3 + 3 KF → K3[AlF6]; |
GaF3 + 3 NaF → Na3[GaF6]; |
InCl3 + 3 KCl → K3[InCl6]. |
|
Фторидные комплексы известны и для таких неметаллов, как бор и кремний: |
|||
BF3 + KF → K[BF4]; |
SiF4 + 2 HF → H2[SiF6]. |
38
Большинство амминокомплексов разрушается при добавлении избытка кис- лот, поскольку ионы H+ взаимодействуют с лигандами – молекулами NH3, – и в результате такого взаимодействия образуются ионы [NH4]+. Ион аммония, кото- рый также можно рассматривать как комплексный ион, достаточно устойчив: Kнест. [NH4]+ = 5,6×10–10.
Сказанное относится к амминокомплексам меди (II) (Kобщ. нест. = 2,1×10–13),
цинка (Kобщ. нест. = 3,5×10–10), никеля (Kобщ. нест. = 1,9×10–9), серебра (Kобщ. нест. = = 6,8×10–8), и другим аммиакатам, константы нестойкости которых ненамного отли- чаются от константы нестойкости иона аммония:
[Ag(NH3)2]NO3 + 2 HNO3 ® AgNO3 + 2 NH4NO3;
[Ag(NH3)2]+ + 2 H+ ® Ag+ + 2 [NH4]+;
[Cu(NH3)4]SO4 + 4 HCl ® CuSO4 + 4 NH4Cl;
[Cu(NH3)4]2+ + 4 H+ ® Cu2+ + 4 [NH4]+.
Аналогичный же амминокомплекс [Pt(NH3)4]2+, который характеризуется констан- той нестойкости 5×10–34 не разрушается при комнатной температуре даже в кон- центрированной соляной кислоте.
Комплекс можно также разрушить, связав ионы внутренней сферы в мало- растворимое соединение. Так, при добавлении иодида калия к раствору нитрата диамминсеребра (I) образуется осадок иодида серебра:
[Ag(NH3)2]NO3 + KI ® AgI¯ + 2 NH3 + KNO3;
[Ag(NH3)2]+ + I– ® AgI¯ + 2 NH3 .
Однако, если иодид калия ввести в раствор цианидного комплекса серебра, например, Na[Ag(CN)2], то осадок иодида серебра не образуется. Ион [Ag(CN)2]–
настолько прочен (Kобщ. нест.[Ag(CN)2]– = 1×10–21), что концентрация ионов Ag+, обра- зующихся в результате вторичной диссоциации комплекса, очень мала, для дос-
тижения величины произведения растворимости иодида серебра |
(ПРAgI = |
1×10–16). Аммиачный же комплекс серебра менее устойчив |
(K |
|
общ. нест. |
[Ag(NH3)2]+ = 6,8×10–8). В результате вторичной диссоциации амминокомплекса се- ребра образуется гораздо больше ионов Ag+, чем при диссоциации цианокомплек- са, и произведение концентраций ионов Ag+ и I– может превысить величину ПРAgI.
Цианидный комплекс серебра можно разрушить, действуя на раствор Na[Ag(CN)2] растворимыми сульфидами (K2S, Na2S):
2 Na[Ag(CN)2] + K2S ® Ag2S¯ + 2 KCN + 2 NaCN;
2 [Ag(CN)2]– + S2– ® Ag2S¯ + 4 CN–.
Сульфид серебра настолько малорастворим (ПРAg2S = 2×10–50), что даже очень малая концентрация ионов Ag+, содержащихся в растворе дицианоаргентата натрия, оказывается достаточной для превышения величины ПРAg2S и выпадения осадка сульфида серебра. Очевидно, что действием сульфида натрия или сульфи- да калия можно также разрушить и амминокомплекс серебра:
2 [Ag(NH3)2]NO3 + K2S ® Ag2S¯ + 2 KNO3 + 4 NH3;
39
2 [Ag(NH3)2]+ + S2– → Ag2S↓ + 4 NH3 .
2.8 Геометрия комплексных ионов
Если внутреннюю сферу комплексного соединения образуют одинаковые лиганды, то они располагаются симметрично вокруг центрального атома.
Комплексы, образованные центральными ионами, координационное число которых равно 2 имеют линейное строение (рисунок 2.2 а). Такая геометрия соот- ветствует sp-гибридному состоянию атомных орбиталей комплексообразователя.
При координационном числе комплексообразователя равном 4 комплексный ион может иметь либо квадратное строение (состояние sp2d- гибридизации орби- талей комплексообразователя), либо тетраэдрическое (sp3-гибридизация атомных орбиталей центрального иона) (рисунок 2.2 б, в).
Рисунок 2.2 – Геометрия комплексных ионов:
а) координационное число комплексообразователя равно 2; б) и в) координационное число комплексообразователя равно 4; г) координационное число комплексообразователя равно 6
Шестикоординированные комплексы имеют геометрию октаэдра (ри- сунок 2.2 г). Октаэдрическое строение комплекса соответствует sp3d2-гибридному состоянию атомных орбиталей комплексообразователя.
2.9 Изомерия комплексных соединений
Изомерией называют явление, которое заключается в существовании соеди- нений с одинаковым составом, но различным строением, вследствие чего эти со- единения (изомеры) обладают различными свойствами.
Одним из важнейших видов изомерии комплексных соединений является геометрическая изомерия. К этому виду изомерии относится цис-транс изомерия, которая возможна в случае комплексов квадратного или октаэдрического строе- ния, если внутренняя сфера этих комплексов образована лигандами разного типа. Цис-транс изомерия обусловлена различным пространственным расположением
40
лигандов относительно центрального атома. Если одинаковые лиганды распола- гаются в соседних вершинах квадрата или октаэдра, то такой изомер называется
цис-изомером, если в противо- |
|
|
|||
положных |
– транс-изомером |
|
|
||
(рисунок 2.3). |
|
|
|
||
К |
геометрической |
изо- |
|
|
|
мерии следует отнести и опти- |
|
|
|||
ческую изомерию. |
|
|
|
||
Этот вид изомерии свя- |
|
|
|||
зан с возможностью существо- |
|
|
|||
вания комплексных ионов, яв- |
цис-изомер |
транс-изомер |
|||
ляющихся |
зеркальным |
ото- |
|
|
|
бражением друг друга. Опти- |
|
|
|||
ческие изомеры проявляют се- |
|
|
|||
бя в том, что плоскость поля- |
|
|
|||
ризованного света, проходяще- |
|
|
|||
го через кристалл одного из |
|
|
|||
изомеров, |
поворачивается |
на |
|
|
|
определённый угол по часовой |
|
|
|||
стрелке; другой изомер пово- |
|
|
|||
рачивает |
плоскость поляриза- |
|
|
ции проходящего света против |
|
|
часовой стрелки. |
цис-изомер |
транс-изомер |
Кроме геометрической |
||
изомерии известны гидратная, |
Рисунок 2.3 – Цис-транс изомерия |
|
ионизационная, координаци- |
|
|
онная и другие виды изомерии. |
|
|
Гидратная изомерия имеет место при переходе молекул воды из внутренней сферы во внешнюю:
[Cr(H2O)6]Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2×H2O [Cr(H2O)4Cl2]Cl×2H2O .
Ионизационная изомерия связана с различным распределением ионов меж- ду внутренней и внешней сферами:
[Co(NH3)5Br]SO4 и [Co(NH3)5SO4]Br; [Pt(NH3)4Cl2]Br2 и [Pt(NH3)4Br2]Cl2 .
Координационная изомерия связана с переходом лигандов от одного ком-
плексообразователя к другому: [Co(NH3)6][Cr(CN)6] [Cr(NH3)6][Co(CN)6] .