конспекты / ------ -- 3

11

де Rn + - катіони (позитивно заряджені іони);

n – валентність (заряд, ступінь окиснення) від 1 до 4; OH− - гідроксид-іон, гідроксогрупа.

Кількість гідроксид-іонів у молекулі основи відповідає валетності мелалу і визначає кислотність основи. Наприклад:

NаОН – однокислотна основа; Ва(ОН)2 – двокислотна основа.

За розчинністю у воді основи поділяються на розчинні, малорозчинні та нерозчинні. Розчинні у воді називаються лугами.

За силою основи поділяються на сильні (NаОН, КОН, Ва(ОН)2, СsОН), середні (Mg(OH)2, TlOH, Ca(OH)2) і слабкі (Tl(OH)3, Ві(ОН)3). Сила основ збільшується в групах із збільшенням порядкового номера елемента:

СsОН > RbОН > КОН > NаОН > LiОН Ва(ОН)2 > Sr(ОН)2 > Ca(OH)2 > Mg(OH)2

У періодах із збільшенням порядкового номера спостерігається зменшення основних властивостей і зростання кислотних властивостей:

NаОН > Mg(OH)2 > Al(OH)3 > H2SiO4 > H3PO4 > H2SO4 > HClO4

Кількісною величиною, що характеризує здатність сполук розпадатися, є ступінь дисоціації (α):

α = Nдис/ Nзаг;

де Nдис – кількість молекул, що розпалися на йони; Nзаг – загальна кількість молекул електроліту в розчині.

Умовно за величиною α розчини електролітів можна розділити на:

слабкі 0<α 0,04 (до4%) – NH4OH, HCN;

середні 0,05 < α < 0,35 (до 35%) – Ca(OH)2, H3PO4; сильні α > 0,35 (більше за 35%) – KOH, H2SO4.

Сильні основи, водні розчини яких називають лугами, сильні електроліти, α≥40%

(0,4): LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Ca(OH)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, La(OH)3, TlOH:

КОН ↔ К+ + ОН

Sr(ОН)2 ↔ Sr2+ + 2ОН

La(OH)3 ↔ La3+ + 3ОН

Найсильнішими основами у сімействах елементів є: серед s-елементів – СsОН, серед р-елементів La(OH)3, серед d-елементів – TlOH.

Слабкі основи – найчастіше це важкорозчинні гідроксиди, α≤4% (0,04): Ті(ОН)2, Ті(ОН)3, Cr(OH)2, Sc(OH)2, Mn(OH)2, Cu(OH)2. Їх дисоціацію у водних розчинах

записують як оборотні процеси. Наприклад:

Ті(ОН)2 ↔ (ТіОН)+ + ОН

12

Катіон гідроксотитану(ІІ)

Дисоціація утворюваних проміжних гідроксокатіонів здійснюється ще слабкіше, тобто вони є набагато порядків слабкішими електролітами, ніж вихідні основи. Тому рівняння подальшої їх дисоціації, як правило, не записують, нехтуючи нею.

2.1.1Номенклатура основ

Воснові правилу формування назв такий самий принцип, що і для оксидів.

Назви гідроксидів складають із латинської назви елемента в називному відмінку та слова „гідроксид”, при цьому вказують грецькі числівникові префікси для позначення числового співвідношення атомів, валентності або ступені окиснення.

А) Якщо елемент має тільки одне значення валентності (ступінь окиснення), в такому випадку назва гідроксиду складається з назви елемента в називному відмінку та слова „гідроксид”.

Наприклад:

NаОН – Натрій гідроксид; Ва(ОН)2 – Барій гідроксид.

Б) Якщо елемент має декілька ступенів окиснення і утворює декілька основ, то в назві гідроксида позначають ступінь окиснення металу римською цифрою в дужках після назви металу. Наприклад:

Fe(ОН)3 - Ферум (ІІІ) гідроксид; Ті(ОН)4 - Титан (ІV) гідроксид.

В навчальних посібниках, підручниках зустрічається номенклатура, коли назва складається зі слова „гідроксид” і назви елементу в родовому відміннику з вказівкою його валентності або ступені окиснення.

Наприклад:

NаОН – Натрій гідроксид; (гідроксид натрію – стара назва);

Ва(ОН)2 - Барій гідроксид; (гідроксид барію – стара назва);

Fe(ОН)3 - Ферум (ІІІ) гідроксид; (гідроксид заліза три);

За іншою поширеною номенклатурою гідроксиди, утворені одним металом, розрізняють за допомогою префікса, що означає грецьку назву відповідного числа. Наприклад:

Fe(ОН)2 – дигідроксид Феруму; Fe(ОН)3 - тригідроксид Феруму

2.1.2Властивості основ

1.Взаємодія з кислотними оксидами з утворенням солі та води:

Ва(ОН)2 + СО2 = ВаСО3 + Н2О 2. Взаємодія з кислотами з утворенням (реакція нейтралізації) з утворенням солі і

води:

Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + H2O

3. Луги взаємодіють з розчинними солями з утворенням нової основи і нову сіль (одна з цих сполук повинна випасти в осад):

2КОН + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + K2SO4

4. Взаємодія з амфотерними оксидами і гідроксидами

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

13

Zn(OH)2 + NaOH = Na2[Zn(OH)4]

5. Взаємодія з неметалами

4Р + 3NaOH + 3Н2О → РН3 + 3NaH2РО2. 3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

6. Взаємодія з галогенами:

2NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O 6NaOH + 3I2 → NaIO3 + 5NaI + 3H2O

7. Взаємодія з металами (гідроксид натрію взаємодіє з Al, Zn, Ti) 2Al0 + 2NaOH + 6H2O → 3H2↑ + 2Na[Al(OH)4]

2.1.4Методи добування основ

1.Взаємодія активних металів з водою:

2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2

Mg + 2Н2О = Mg(OH)2 + Н2 (при нагріванні)

2.Взаємодія основних оксидів металів з водою. Більшість основних оксидів безпосередньо з водою не взаємодіє. Тільки оксиди лужних та лужно-земеньних металів, приєднуючи воду, утворюють основи:

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2 3. Взаємодія солей з лугами. Цей метод використовують головним чином для

отримання нерозчинних у воді основ:

MnCl2 + 2KOH = Mn(OH)2↓ + 2KCl

Одержання розчинних основ при використанні цього методу можливе у тому випадку, коли у результаті реакції утворюєть нерозчинна сіль:

Na2CO3 + Ba(OH)2 = 2NaOH +BaCO3↓

4. Електроліз водних розчинів солей активних металів.

2NaCl + 2H2O(електроліз) → H2 + Cl2 +2NaOH

2.2 Кислоти Класифікація кислот

1. За наявністю чи відсутністю Оксигену:

1) безоксигенові кислоти – здебільшого бінарні гідрогенові сполуки неметалів:HCl, HF, HI, HBr, H2S, H2Se, H2Te, HCN.

2) оксигеновмісні кислоти: H2SO4, H2SeO4, H3BO3, H2SiO4, HNO3 тощо.

2. За основністю: за кількістю йонів Н+, здатних заміщуватися на катіон металу в реакціях заміщення (взаємодії кислоти з металом) або в реакціях заміщення (взаємодії кислоти з основою з утворенням солі). Частина молекули кислоти після відщеплення від неї йона Гідрогену, називається кислотним залишком (КЗ).

1) одноосновні: HI, HBr, HCN, HNO3, HCl.

Відщеплюють у процесі дисоціації один йон Н+: HCN ↔ Н+ + CN-

Еквівалентна маса їх дорівнює молярній: МЕ = М/1= М, г/моль.

2) двохосновні: H2S, H2Se, H2Te, H2SO4, H2SeO4. Вони відщеплюють, а отже, і

заміщують:

•один йон Н+, утворюючи кислотні гідроксоаніони: H2Se ↔ Н+ + HSe-

Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3- Еквівалентна маса дорівнює молярній: МЕ = М/1= М, г/моль.

•обидва йони Н+ , утворюючи нейтральні аніони: H2Se ↔ 2Н+ + Se2-

Еквівалентна маса дорівнює половині молярної: МЕ = М/2, г/моль.

14 3) трьохосновні: H3BO3, H3PO4, H3AsO4

H3PO4 ↔ Н+ + H2PO4-

H2PO4- ↔ Н+ + HPO42-

HPO42- ↔ Н+ + PO43-

H3PO4 ↔ 3Н+ + PO43-

3.За ефективністю дисоціації кислот у водних розчинах, тобто за величиною ступеню дисоціації α:

1)сильні кислоти (сильні електроліти), α≥40% (0,4). Іх дисоціацію записують як

необоротні процеси (→):

H2SO4 → 2H+ + SO42-

HNO3 → H+ + NO3- ; HI, HBr, HCl, HСlО4

2)слабкі кислоти (слабкі електроліти), α≤4% (0,04). Їх дисоціацію записують як

оборотні процеси (↔):

HNO2 ↔ H+ + NO2- ; H2S, HF, Н2СО3, HCN, HСlО.

2.2.1Номенклатура кислот

Унауковій та навчальній літературі кислоти називаються за міжнародними номенклатурними правилами (раціональна номенклатура): назви оксигеновмісних кислот утворюють від кореня латинської назви кислотоутворювального елемента, суфіксів –ат- (вищий ступінь окиснення) або –ит- (нижчий ступінь окиснення), закінчення –на та слова „кислота”. Якщо елемент може виявити більш ніж два степені окиснення в оксигеновмісних кислотах, то вживаються префікси гіпо- (найнижчий ступінь окиснення)

іпер- (найвищий). У полікислотах число атомів кислотоутворювального елемента позначається грецьким префіксом. Назви безоксигенних кислот містятт суфікс –ид-.

Якщо елемент з певним ступенем окиснення здатний утворювати кілька кислот, що відрізняються між собою за числом молекул води, то їх розрізняють за префіксами в назві кислоти: до назви найбагатшої на воду кислоти додають префікс орто-, до назви найбіднішої – мета-. Наприклад:

HPO3 – метафосфатна кислота;

H3PO4 – ортофосфатна кислота.

Якщо молекула кислоти містить два атоми кислотоутворюючого елемента, то перед назвою використовують числівник „дво”.

За міжнародною номенклатурою назви оксигеновмісних кислот (і солей, похідних від них) утворюються за таким принципом: кількість Оксигену вказується грецьким числівником + слово „оксо-” + корінь назви елемента, який утворює кислоту, + суфікс „- ат” + ступінь окиснення цього елемента у формулі кислоти римською цифрою в дужках + слово „гідроген” або слово „кислота”. Наприклад:

Н2MnО4 – тетра-оксо-манган-ат (VІ) гідрогену (або тетра-оксо-манган-ат (VІ)-на кислота).

2.2.2Властивості кислот:

1.Розведені кислоти взаємодіють з активними металами, що знаходяться в електрохімічному ряду напруги до Гідрогену (Н), з утворенням солі та водню:

2HCl + Ca = CaCl2 + H2↑

(від Li до Zn) Ме(NO3)х + NH3 HNO3 + метал →(від Zn до (H)) Ме(NO3)х + N2 (N2O)

(від (H) до Pt ) Ме(NO3)х + NO

Електрохімічний ряд напруги металів:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Ag, Hg, Au, Pt.

15

Концентрована азотна кислота реагує з металами із виділенням NO2, концентрована сірчана кислота – із виділенням H2S (з активними металами), S (з металами від від Zn до (H)), SO2 (метали після Н).

2.Взаємодіють з основними або амфотерними оксидами з утворенням солі та води:

2HCl + MgО = MgCl2 + H2O

3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

3.Взаємодіють з основами та амфотерними гідроксидами (реакція нейтралізації) з утворенням солі та води:

H2SO4 + 2NаОН = Nа2SO4 + 2H2O

H2SO4 +Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O

4.Взаємодіють з солями більш слабких або більш летких кислот, утворюючи нову сіль та нову кислоту:

2HCl + СаСО3 = СаCl2 + H2O + СО2↑ H2SO4 + ВаCl2 = ВаSO4↓ + 2HCl

2.2.3Методи добування кислот:

1.Взаємодія кислотних оксидів з водою:

SО3 + H2O = H2SO4

Р2О5 + 3 H2O = 2 H3PO4

2. Взаємодія солей з сильними кислотами:

2NаCl + H2SO4 = 2HCl + Nа2SO4

3. Взаємодія неметалів з воднем. При цьому утворюються безоксигенові кислоти:

Н2 + S = Н2S

Н2 + Cl2 = HCl

4.Окиснення деяких простих речовин. Кислоти отримують при дії на деякі неметали сильних окислювачів:

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

3P + HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

5. Деякі кислоти добувають специфічними методами, наприклад шляхом гідролізу

PI3:

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

2.3 Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксиди – сполуки, що виявляють подвійні властивості – слабкі основні та слабкі кислотні, тобто за наявністі типових кислот вони дисоціюють за

основним типом і, навпаки, з типовими основами – за кислотним: Н+

Ме(ОН)Z ↔ Z ОН- + МеZ+ основний тип дисоціації ↨ОН-

ZН+ + (МеОZ)Z- ↔ НZМеОZ кислотний тип дисоціації

Амфотерні гідроксиди не розчиняютьcz у воді. Під час взаємодії з кислотними оксидами та кислотами вони виявляють властивості основ, а під час взаємодії з основами й основними оксидами – властивості кислот.

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Добувають амфотерні гідроксиди, діючи лугами на солі відповідних металів, причому надлишок лугу повинен бути незначним:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaCl

16

Cr(NO3)3 + 3KOH = Cr(OH)3↓ + 3KNO3.

Назви амфотерних гідроксидів утворюються подібно до назв основ: Zn(OH)2 – Цинк гідроксид (гідроксид цинку);

Сu(ОН)2 – Купрум (ІІ) гідроксид.

3 Солі

Солі - речовини, які можна представити, як продукти взаємодії кислот і основ, що вміщують основний і кислотний залишки.

Солі

Нормальні (середні, нейтральні) – це продукти повного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу в молекулах кислот (NaCl, K2SO4, Cr2(SO4)3):

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O Zn + H2SO4(розв) = ZnSO4 + H2

Кислі – це продукти неповного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу в молекулах кислот (NaHCO3, Na2HPO4, NaH2PO4 тощо):

NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O

Fe(OH)3 + 3H3PO4 = Fe(H2PO4)3 + 3H2O

Кислі солі виявляють властивості кислот – незаміщенний атом Гідрогену в них може заміщуватися з утворенням нормальних солей. Наприклад, під час дії на Натрій гідрокарбонат NaHCO3 лугу NaOH відбувається реакція за рівнянням:

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

Основні солі – це продукти неповного заміщення гідроксильних груп у молекулі багатокислотної основи або амфотерного гідроксиду на кислотні залишки (Mg(OH)Cl, Zn(OH)Cl, (CuOH)2SO4 тощо):

3Fe(OH)3 + 2H3PO4 = (FeOH)3(PO4)2 + H2O

Ca(OH)2 + HCl = Ca(OH)Cl + H2O

Основні солі під дією нагрівання або з часом здатні втрачати воду. Солі, що утворюються внаслідок цього, називаються оксосолями. Наприклад:

Bi(OH)2Br = BiOBr + H2O

Оксосолі можна перетворити на середні солі дією відповідних кислот: BiOBr + 2НBr = BiBr3 + Н2О

17

Подвійні солі – це продукти заміщення атомів Гідрогену в молекулах кислот на атоми двох металів (KAl(SO4)2, KNaSO4 тощо). Подвійні солі можна добути нейтралізацією будь-якої багатоосновної кислоти двома основами:

H2SO4 + NaOH + KOH = KNaSO4 + 2H2O

Або під час одночасної кристалізації різних солей:

KCl + MgCl2 + 6H2O = KMgCl3·6H2O

Змішані солі – це середні солі, в молекулах яких атом металу сполучений з двома різними кислотними залишками. Прикладом такої солі може бути хлорне вапно – кальцієва сіль хлоридної і гіпохлоритної кослот: СаОСl2 або Са(ОСl)Сl.

3.1 Номенклатура солей.

На даний момент найчастіше користуються для солей інтернаціональною (латинською) номенклатурою. В даній номенклатурі назва солі відображає назву елементу та латинську назву кислотного залишку. Латинська назва кислоти та кислотного залишку походить від латинської назви елементу, що утворює кислоту.

Для солей безоксигеновмісних кислот до назви неметалу додають суфікс –ід (-ид), наприклад: NаСl Натрій хлорід, FеS Ферум(ІІ) сульфід.

У випадку оксигеновмісної кислоти в назві солей до латинської назви елементу додається закінчення –ат для вищих ступенів окиснення, -іт для більш низьких (для деяких кислот використовують префікс гіподля нижчих ступенів окиснення неметалу): СаСО3 Кальцій карбонат (карбонат кальцію); Fе2(SО4)3 Ферум(ІІІ) сульфат (сульфат заліза (ІІІ), сульфат Феруму (ІІІ)).

Кислі та основні солі можна розглядати як продукти неповного перетворення кислот та основ. За Міжнародною номенклатурою атом Гідрогену, що входить до складу кислотного залишку, позначається префіксом гідро-, а група ОН- - префіксом гідроксо-. Якщо незамішених атомів два або більше, то їх кількість вказують грецькими числівниками (ди-, три- та ін.) : NаНS — Натрій гідросульфід, NаНSО3 — Натрій гідросульфіт, Mg(ОН)Сl— Магній гідроксохлорид, Аl(ОН)2Сl —Алюміній дигідроксохлорид.

За Міжнародною номенклатурою назви солей похідних від оксигеновмісних кислот утворюються за принципом, подібним до утворення назв відповідних кислот: : кількість Оксигену вказується грецьким числівником + слово „оксо-” + корінь назви елемента, який утворює кислоту, + суфікс „-ат” + ступінь окиснення цього елемента у формулі кислоти римською цифрою в дужках + назва металу в родовому відмінку. Наприклад:

К2MnО4 – тетра-оксо-манган-ат (VІ) калію.

Але для солей хлорної (НСlО4), йодної (НIО4) та марганцевої (НMnО4) килот використовують назви, які відрізняються від систематичних: їх називать відповідно перхлоратами, перйодатами та перманганатами. Тому відрізняються від систематичних назв солі хлорнуватої (НСlО3), йоднуватої (НIО3) та марганцевистої (Н2MnО4) кислот (відповідно – хлорати, йодати та манганати).

Безводні основні солі можна називати двояко. Наприклад, сполука BiOCl – це хлорид оксобісмуту(ІІІ), або хлорид бісмутилу (BiO+ називається бісмутилом); ThOSO4 – сульфат оксоторію(ІV), або сульфат торилу (ThO2+ - торил).

Подвійні і змішані солі слід називаим так, щоб за назвою можна було встановити їхній склад, тобто зазначити всі прості йони: Са(ОСl)Сl – хлорид-гіпохлорит кальцію; KNaSO4 – сульфат калію-натрію.

3.2Способи добування солей

1.Взаємодія кислот з основами (реакція нейтралізації) або амфотерними гідроксидами:

18

H2SO4 + 2NаОН = Nа2SO4 + 2H2O H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O

2. Взаємодія кислот з основними або амфотерними оксидами:

H2SO4 + Nа2О = Nа2SO4 + H2O

3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

3.Взаємодія металу з кислотою. Кислоти, що не є окисниками, взаємодіють з металами, які розташовані в ряду напруги перед Гідрогеном. В цьому випадку утворення солей супроводжується виділенням водню:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

Кислоти-окисники взаємодіють з активними і неактивними металами (за виключенням Ауруму та Платини) без виділення водню:

3Mg + 8HNO3 = 3Mg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Характер взаємодії з металами сірчаної кислоти істотно залежить від її концентрації. Розведена сірчана кислота не виявляє окисних властивостей та взаємодіє з активними металами з виділенням водню. Концентрована сірчана кислота є окислювачем та взаємодіє з металами без виділення водню.

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

4. Взаємодія основного оксида або амфотерного з кислотним:

СаО + SiO2 = CaSiO3

Ag2O + SO3 = Ag2SO4

ZnO + SO3 = ZnSO4

5.Взаємодія кислот з солями. Для здійснення цієї реакції потрібно, щоб вихідна кислота була сильніше за ту, що утворюється або менш літкою. Наприклад:

CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

Дією надлишку кислоти на середні солі багато основних кислот отримують кислі

солі:

Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4

19

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2.

6. Взаємодія кислотних оксидів із солями:

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2↑

Такі реакції відбуваються лише в тому випадку, коли оксид, якім діють на сіль, менш леткий, ніж той, що виділяється внаслідок реакції.

7. Взаємодія основи або амфотерного гідроксида з кислотним оксидом:

6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3H2O

Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

8.Взаємодія металу з сіллю. Реакція відбувається за умов, що метал розташований в ряду напруги лівіше металу , що входить до складу вихідної солі:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

9.Взаємодія між двома солями. Реакції цього типу протікають до кінця лишев тому випадку, коли один з продуктів видаляється із сфери реакції (випадає в осад):

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

Ag2SO4 + 2KI = 2AgI↓ + K2SO4

10. Взаємодія металів з неметалами:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Zn + Cl2 = ZnCl2

11. Взаємодія активних неметалів з лугами:

Сl2 + 2KOH = KCl + KСlO + H2O

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

12. Взаємодія основ з сіллю:

Fe(NO3)3 + 3NaOH = 3NaNO3 + Fe(OH)3↓

ZnCl2 + KOH = KCl + Zn(OH)Cl

20

4 Комплексні сполуки

Комплексні сполуки – це сполуки, здатні утворювати в твердому стані кристалічні гратки, у вузлах яких розміщуються комплексні йони, здатні існувати також у розчині. Комплексні йони – це складні йони, утворені з різних йонів і молекул, які мають властивості, відмінні від властивостей складових частин. Комплексний йон складається із центрального атома та розташованих навколо нього в певному геометрічному порядку координованих молекул або йонів – лігандів. Кількість лігандів, координованих навколо центрального атома, визначається його координаційним числом.

Причиною комплексоутворення може бути як електростатична, так і донорноакцепторна взаємодія між йонами та молекулами, між молекулами.

У більшості комплексних сполук розрізняють внутрішню та зовнішню сфери. Внутрішню сферу утворюють центральний атом разом з лігандами. Наприклад, в комплексних сполуках Na2[BeF4], [Zn(NH3)4]Cl2 внутрішню сферу утворюють групи атомів (комплекси) [BeF4]2- та [Zn(NH3)4]2+, а зовнішню сферу – відповідно йони Na+ та Cl-

. Центральний атом (йон) внутрішньої сфери є комплексоутворювачем, а розташовані навколо нього молекули (йони) – лігандами. У формулах комплексних сполук внутрішню сферу (комплекс) часто записують в квадратних дужках.

За характером електричного заряду розрізняють катіонні, аніонні та нейтральні комплекси. В наближеній моделі заряд комплекса є алгебраїчною сумою зарядів частинок, що його утворюють.

Катіонний комплекс можна розглядати як утворений в результаті розташування навколо позитивного йона нейтральних молекул (Н2О, NH3 та ін.). Сполуки, що містять амінокомплекси, називають аміакати, аквакомплекси – гідратами. Наприклад: [Zn(NH3)4]Cl2, [Cu(H2O)2]Br2.

В аніонних комплексах комплексоутворючем є атом з позитивним ступенем окиснення, а лігандами є атоми з від’ємним ступенем окиснення (аніони). Наприклад : Na2[BeF4].

Нейтральні комплекси утворюються при розташуванні навколо атома молекул, а також при одночасном розташуванні навколо позитивного йона-комплексоутварювача від’ємних йонов та молекул. Наприклад: [Ni(CO)4], [Cr(C6H6)2].

Електронейтральні комплекси є комплексними сполуками без зовнішньої сфери. Комплексоутворювачем може бути будь-який елемент періодичної системи. У

відповідністю зі своєю хімічною природою неметалічні елементи зазвичай утворюють аніонні комплекси, в яких роль лігандів виконують атоми найбільш електронегативних елементів, наприклад К3[РО4]. Щодо типових металічних елементів, то здатність до утворення комплексних сполук з неорганічними лігандами проявляються слабо. Відомі комплексні йони є катіонними. Наприклад [Са(NH3)8]Cl2. Амфотерні елементи, які займають положення між типовими металами і неметалами, утворюють як катіонні так і аніонні комплекси. Наприклад: [Al(H2O)6]Cl3, K[Al(OH)4].

Класифікація лігандів: ліганди займають в координаційній сфері одне або декілька місць, тобто з’єднуються з центральним атомом через один або декілька атомів. За цією ознакою розрізнюять монодентатні, бідентатні, тридентатні, полідентатні ліганди.

Монодентатні: Cl-, OH-, NH3, H2O, CO.

Бідентатні: CO32-, SO42-.

Комплекси з полідентатними лігандами називають халатними: [Cu(NH2CH2COO)2] Розрізняють однорідні комплекси – сполуки, в яких всі ліганди є частками одного

виду, наприклад:

[Pt(NH3)6]Cl4, Na2[Sn(OH)6]

Неоднорідні – присутні ліганди різних типів: [Pt(NH3)4Cl2]Cl2, [Co(NH3)3(NO2)3],

Однорідні комплекси поділяють на аміакати, аквакомплекси, корбоніли, ацидокомплекси, гідроксокомплекси.