4.2. Псевдобинарные соединения

К псевдобинарным соединениям относят соединения, содержащие некоторые многоатомные анионы, названия которых также содержат суффикс -ид. Например:

OH^- – гидроксид;

О₂^2- – пероксид;

О₂^- – надпероксид;

О₃^- – озонид;

S₂^2- – дисульфид;

I₃^- –трииодид;

HF₂^- – гидродифторид;

N₃^- – азид;

NH^2- – имид (гидронитрид);

NH₂^- – амид (дигидронитрид);

NHOH^- – гидроксиламид;

N₂H₃^- – гидразид;

CN^- – цианид;

CN₂^2- – цианамид;

С₂^2- – ацетиленид;

HS^- – гидросульфид.

Названия псевдобинарных соединений составляются по тем же правилам, что и названия бинарных соединений. Например:

Sn(OH)₂ – гидроксид олова (II);

NaNH₂ – дигидронитрид натрия;

KCN – цианид калия;

RbHS – гидросульфид рубидия.

Элемент, определяющий знак заряда псевдобинарного иона, имеет отрицательную степень окисления. Этим псевдобинарные соединения отличаются от ато-соединений.

Лабораторная работа №3. Получение малорастворимых гидроксидов и сульфидов с помощью обменных реакций

Проделать и написать 10 реакций получения:

а) малорастворимых (нерастворимых) осадков гидроксидов и сульфидов по обменным реакциям (назвать все соединения, выпавшие в осадок, и указать цвет осадка; в случае гидроксидов написать также формулы соответствующих им оксидов и назвать их);

б) малорастворимых осадков галогенидов свинца (II) – PbF₂, PbCl₂, PbBr₂, PbI₂ (назвать соединения, выпавшие в осадок, и указать их цвет).

Для выполнения лабораторной работы нужна таблица растворимости. По таблице растворимости необходимо выбрать малорастворимый (нерастворимый) в воде гидроксид или сульфид. Далее, пользуясь этой же таблицей, надо установить, какие растворимые в воде соединения надо взять, чтобы при их взаимодействии получался бы выбранный гидроксид или сульфид. Затем нужно найти соответствующие растворы и смешать их в пробирке. Наблюдайте образование осадка, отметьте его цвет и структуру. Отчет по каждой реакции включает молекулярное и сокращенное ионное уравнение реакции, название соединения, выпавшего в осадок, указание цвета осадка.

Пример:

1) Получение Pb(OH)₂.

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH = Pb(OH)₂ + 2NaNO₃;

Pb²⁺ + 2OH^- = Pb(OH)₂ (белый).

Pb(OH)₂ – гидроксид свинца (II) (дигидроксид свинца);

PbO – оксид свинца (II) (монооксид свинца).

2) Получение Sb₂S₃.

2SbCl₃ + 3Na₂S = Sb₂S₃ + 6NaCl;

2Sb³⁺ + 3S^2- = Sb₂S₃ (оранжевый).

Sb₂S₃ – сульфид сурьмы (III).

5. Комплексные (координационные) соединения

Силы притяжения, действующие не только между атомами, но и между молекулами и ионами, обусловливают взаимную координацию взаимодействующих частиц, которую можно определить как комплексообразование.

Причиной комплексообразования может быть как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие, осуществляемое между молекулами или между ионами и молекулами.

Комплексные соединения представляют весьма многочисленный класс соединений. Они имеют большое практическое и теоретическое значение: многие комплексные соединения являются катализаторами, в крови человека присутствует гемоглобин – сложный комплекс железа, в листьях растений содержится хлорофилл – комплекс магния и т.д.

Основы учения о комплексных соединениях были разработаны Альфредом Вернером в 1893 г. Согласно Вернеру в комплексных соединениях имеются внутренняя и внешняя сферы. Внутреннюю координационную сферу, как правило, заключают в квадратные скобки. Во внутренней координационной сфере различают центральный атом (или ион), являющийся комплексообразователем (в качестве комплексообразователя чаще всего выступает ион металла), и лиганды (другое название – адденды) – частицы, находящиеся в непосредственной близости от комплексообразователя. Лигандами обычно служат полярные молекулы (H₂O, NH₃, CO, этилендиамин и др.) или анионы (CN^-, F^-, Cl^-, S₂O₃^2- и др.). Число координационных связей лигандов с центральным атомом определяет координационное число центрального атома-комплексообразователя.

Пример: K₂[Zn(CN)₄]. Два иона калия K⁺ образуют внешнюю сферу этого комплексного соединения. Комплексный ион [Zn(CN)₄]^2- надо рассматривать как внутреннюю сферу комплексного соединения. В этом комплексном ионе центральным атомом (комплексообразователем) является атом цинка. Лигандами являются четыре цианид-иона CN^-. В приведенном примере координационное число цинка равно 4.

В настоящее время получены комплексные соединения большинства элементов периодической системы, но лучшими комплексообразующими элементами являются d- и f- элементы.

Число координационных мест, занимаемых лигандом во внутренней сфере, характеризует его координационную емкость или дентатность (от лат. dentalus – имеющий зубы). Иными словами дентатность – это число связей данного лиганда с центральным атомом-комплексообразователем.

Лиганды, связанные с центральным атомом одной связью, получили название монодентатных. К ним относятся:

а) однозарядные отрицательно заряженные ионы, простые и сложные, например, F^-, Cl^-, Br^-, I^-, OH^-, NO₂^-, NH^2-, CN^-, SCN^- и др.;

б) одноатомные отрицательно заряженные ионы с более низкой степенью окисления, например, O^2-, S^2-, Se^2-, N^3- и др.;

в) нейтральные молекулы, например, H₂O, CH₃OH, C₂H₅OH, NH₃, NH₂OH и др.

Дидентатные лиганды связаны с центральным атомом двумя связями. К ним относятся:

а) анионы двухосновных кислот, например, SO₄^2-, C₂O₄^2-, S₂O₃^2- и др.;

б) некоторые нейтральные молекулы (например, этилендиамин), в составе которых есть два атома, осуществляющие связь с центральным атомом.

Полидентатные (хелатные или клешневидные, от греч. chelate – клешня) лиганды связаны с центральным атомом тремя и более связями. Большинство лигандов монодентатны.

Если лиганд может присоединяться к центральному атому как одним своим концом, так и другим, его называют амбидентатным. Примером такого лиганда является тиоцианат-ион SCN^-.

Координационное число комплексообразователя может принимать самые разнообразные значения от 2 до 10 и выше. Оно зависит от степени окисления комплексообразователя, его электронной структуры, природы лигандов, соотношения радиусов комплексообразователя и лиганда, условий образования комплексных соединений и некоторых других факторов. Координационное число всегда больше числа, определяющего степень окисления центрального атома. Как правило, более высоким степеням окисления центрального атома отвечают более высокие координационные числа. С некоторым приближением можно пользоваться следующей закономерностью: координационное число равно удвоенному заряду комплексообразователя.

Заряд комплексообразователя Координационное число Пример

+1 2 [Ag(CN)₂]^-

+2 4(6)^* [Cu(NH₃)₄]²⁺

+3 6(4) [Co(H₂O)₆]³⁺ +4 8(6) [SnF₈]^4-

^*В скобках приведены реже встречающиеся координационные числа.

Координационное число (к.ч.) растет с увеличением радиуса комплексообразователя и уменьшением радиуса лиганда. Например, алюминий с ионами Cl^-, Br^-, I^- проявляет к.ч. 4, а с меньшими по размеру ионами F^- – к.ч. 6: [AlCl₄]^- и [AlF₆]^3-. Бор с ионами F^- проявляет к.ч. 4, а алюминий, имеющий больший радиус, – к.ч. 6: [BF₄]^- и [AlF₆]^3-. Незаряженные лиганды обычно могут присоединяться к комплексообразователю в большем числе, чем заряженные: [Co(H₂O)₆]²⁺ и [CoCl₄]^2-.

Координационное число комплексообразователя определяет пространственное строение (стереохимию) комплексных соединений. Ниже приведены примеры возможных геометрических конфигураций для различных координационных чисел.

К.ч. Геометрическая Тип

конфигурация гибридизации

2  линейная sp

плоскоквадратная sp²d

тетраэдрическая sp³

октаэдрическая sp³ d²

Следует отметить, что наиболее часто встречаются комплексные соединения с координационными числами 4 и 6.