- •Комплексные соединения. Физическая химия поверхностных явлений
- •Глава 1. Комплексные соединения
- •1.1. Основные положения координационной теории
- •1.2. Природа химической связи в комплексном ионе
- •1.2.1. Электростатическая теория
- •1.2.2. Метод валентных связей
- •1.2.3. Метод молекулярных орбиталей
- •1.3. Пространственное строение и изомерия комплексных соединений
- •1.4. Классификация комплексных соединений
- •1.5. Номенклатура комплексных молекул
- •1.6. Диссоциация в растворах
- •1 Ступень
- •2 Ступень
- •1.7. Реакции комплексообразования
- •1.8. Хелатирование. Его роль в биологии и медицине
- •Полидентатные лиганды
- •1.9. Хелатотерапия
- •Глава 2. Физическая химия поверхностных явлений
- •2.1. Адсорбция
- •2.1.1. Поверхностная энергия и поверхностное натяжение
- •2.1.2. Поверхностная активность. Поверхностно-активные, поверхностно-неактивные и поверхностно-инактивные вещества
- •2.1.3. Адсорбция на границе раздела жидкость-газ. Уравнение Гиббса
- •2.1.4. Ориентация молекул в поверхностном слое жидкость-газ
- •2.1.5. Адсорбция на границе раздела двух несмешивающихся жидкостей
- •2.1.6. Адсорбция на границе раздела твердое тело-газ
- •2.1.7. Адсорбция на границе раздела твердое тело-раствор
- •2.1.7.1 Молекулярная адсорбция
- •2.1.7.2. Адсорбция электролитов
- •2.1.8. Количественное определение адсорбции
- •2.2. Хроматография
- •2.2.1. Сущность метода. Его применение в биологии и медицине
- •2.2.2. Классификация хроматографических методов
- •2.2.3. Молекулярно-адсорбционная хроматография
- •2.2.4. Проникающая (гель-) хроматография
- •2.2.5. Распределительная хроматография
- •2.2.6. Ионообменная хроматография
- •Основная литература
- •Дополнительная литература
- •Содержание
- •Глава 1. Комплексные соединения 4
- •Глава 2. Физическая химия поверхностных явлений 38
- •Для заметок Для заметок
1.5. Номенклатура комплексных молекул
Названия комплексных соединений составляются по определенным правилам. Согласно рекомендаций IUPAC, вначале указывают состав внутренней координационной сферы. Во внутренней сфере в первую очередь называют анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl– - хлоро, CN– – циано, SO32– – сульфито, Н– – гидридо, ОН– – гидроксо и т.д. Далее называют нейтральные молекулы и, прежде всего, молекулы аммиака и его производные. Причём для координированного аммиака используют тривиальный термин – аммин, для воды – аква, для СО – карбонил, для NO – нитрозил. Число лигандов указывают греческими числительными: 1 – моно (часто не приводится), 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса.
Затем называют комплексообразователь. Если центральный атом формирует анионный комплекс, то употребляют латинское название элемента, прибавляя к корню окончание «ат», с указанием в скобках степени его окисленности. Если центральный атом входит в состав катиона, используют русское название элемента и в скобках указывают его степень окисленности. В случае неэлектролитов степень окисленности центрального атома не отмечается, так как она вытекает, исходя из электронейтральности комплекса.
После названия внутренней сферы называют внешнюю: кислотные остатки или катионы. Число кислотных остатков, а также катионов определяется валентностью комплексного иона и в названии не отображается. Катионы внешней сферы называются в родительном падеже. Например:
анионные комплексы:
K[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат (III) калия;
Na4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) натрия;
(NH4)2[Pt(OH)2Cl4] – тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония.
катионные:
[Al(H2O)6]Cl3 – хлорид гексаакваалюминия (III);
[Zn(NH3)4]Cl2 – хлорид тетраамминцинка (II);
[CoCl(NH3)5]Cl2 – хлорид пентаамминхлорокобальта (III).
нейтральные:
[Pt(NH3)2Cl2] – дихлородиамминплатина;
[Cr(H2O)3F3] – трифторотриаквахром;
[Co(NH3)3(NO2)2Cl] – хлородинитритотриамминкобальт.
1.6. Диссоциация в растворах
Внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения сильно различаются по устойчивости. Частицы внешней сферы удерживаются комплексным ионом в основном электростатическими силами и легко отщепляются в водных растворах. Эта диссоциация называется первичной и протекает по типу диссоциации сильных электролитов.
Лиганды внутренней сферы связаны центральным атомом намного прочнее (ковалентными связями) и при растворении отщепляются незначительно. Обратимый распад внутренней сферы носит название вторичной диссоциации. Диссоциацию комплекса [Ag(NH3)2]Cl можно записать следующим образом:
Диссоциация комплексного иона характеризуется наличием равновесия между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. Как и в случае слабых электролитов, она подчинена закону действия масс и может быть описана соответствующей константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:
Константы нестойкости комплексных ионов весьма различны (табл. 1.2) и характеризуют термодинамическую устойчивость комплексного иона, которая зависит от прочности связи центрального атома с лигандами. Мерой этой прочности является энергия разрыва донорно-акцепторной связи. Чем ниже значение константы нестойкости, тем прочнее и устойчивее комплекс.
Таблица 1.2
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов при 25ºС
Реакция |
Кнест. |
8,5 ∙ 10–13 | |
9,3 ∙ 10–8 | |
2 ∙ 10–34 | |
5 ∙ 10–31 | |
1 ∙ 10–20 | |
3 ∙ 10–42 |
В последнее время вместо константы нестойкости часто используют обратную ей величину, называемую константой устойчивости. Для иона [Ag(NH3)2]+ константа устойчивости равна:
.
Диссоциация комплексного иона не всегда заканчивается только конечными продуктами. В действительности в растворах имеет место ступенчатый процесс, аналогичный процессу у слабых электролитов (например, у многоосновных кислот), где каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой нестойкости: