- •Методичні вказівки
- •Зміст модуля II
- •7. Розчини
- •7.1 Загальна характеристика розчинів
- •7.2 Концентрація розчиненої речовини
- •7.3 Властивості розчинів
- •7.3. Питання та задачі для самоконтролю
- •8.Розчини електролітів
- •8.1. Загальна характеристика розчинів електролітів
- •8.2.Реакції в розчинах електролітів
- •8.3. Запитання для самоконтролю
- •8.4. Задачі для самоконтролю
- •9. Комплексні сполуки
- •9.1.Загальна характеристика комплексних сполук
- •9.2.Номенклатура комплексних сполук
- •9.3.Природа координаційного зв’язку
- •9.4.Класифікація комплексних сполук.
- •9.5.Дисоціація комплексних сполук у розчинах. Стійкість комплексних іонів.
- •9.6.Ізомерія комплексних сполук
- •9.7.Властивості комплексних сполук
- •9.8.Основні способи одержання комплексних сполук.
- •9.9.Значення та застосування комплексних сполук
- •9.10.Запитання та задачі для самоконтролю
- •8. Номенклатура комплексних сполук.
- •10. Окисно-відновні реакції
- •10.1.Загальна характеристика процесів окислення та відновлення
- •10.2.Складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •10.3. Запитання та задачі для самоконтролю
- •11. Загальні та електрохімічні властивості металів
- •11.1. Загальні властивості металів
- •11.2. Гальванічні елементи. Корозія металів
- •11.3. Електроліз
- •11.4. Запитання та задачі для самоконтролю
- •Список рекомендованої літератури
9.4.Класифікація комплексних сполук.
Існує багато класифікацій комплексних сполук, але ні одна з них не є задовільною в усіх відношеннях. Були запропоновані різні класифікації: за ступенем окислення центрального атома, за характером комплексного іона, за координаційним числом, за природою атома-донора.
Розглянемо деякі з них:
І. За характером електричного заряду комплексного іона розрізняють катіонні, аніонні та нейтральні комплекси. Заряд комплексного іона дорівнює алгебраїчній сумі зарядів простих іонів, з яких він складається. Наприклад: Ag++2CN– = [Ag(CN)2]–, тому що +1+(–2) = –1.
Електронейтральні молекули, які входять до складу комплексу (наприклад: NH3, H2O, C6H6) не впливають на величину його заряду.
Наприклад: Zn2+ + 4NH30 = [Zn(NH3)4]2+
Приклади різних комплексів:
[Cu(NH3)4]SO4 – є катіонним комплексом
K2[Be F4] – є аніонним комплексом
[Cr(C6H6)]0 – нейтральний комплекс
ІІ. За характером лігандів розрізняють такі комплексні сполуки:
а)аміакати – комплекси, у яких лігандами є полярні молекули аміаку NH3: [Cu(NH3)]Cl2, [Pt(NH3)6]Cl3 і таке інше.
Відомі також комплекси, де лігандами є похідні аміаку - аміни: [Cu(H2N(CH2)2NH2)]Cl2, [Pt(C5H5N)4]Br2.
б)ацидокомплекси – сполуки, лігандами в яких є кислотні залишки: K2[HgJ4], K4[Fe(CN)6], (NH4)2[Co(SCN)4] і таке інше.
в)аквакомплекси – у якості лігандів тут виступають полярні молекули води: [Al(H2О)6]Cl3, [Co(H2O)6]SO4.
г)гідроксокомплекси – лігандами є гідроксид-іони ОН–. Наприклад: Na3[Cr(OH)6], K3[Al(OH)6] і так далі.
д) між цими основними типами комплексних сполук існують перехідні ряди, котрі включають комплекси з різнорідними лігандами. Такі комплекси звуться різнолігандними. Наприклад: Na[Al(OH)4(H2O)2], [Pt(NH3)4Cl2]Cl2.
є)окрім комплексних сполук з монодентатними лігандами існують комплекси з бі- та полідентатними лігандами, які звуться циклічними, або ж хелатами.
Н априклад:
Окрім перерахованих типів комплексних сполук зустрічаються також поліядерні сполуки (з декількома комплексоутворювачами). Сюди можна також віднести комлекси кластерного типу, ізополікислоти, гетерополікислоти і таке інше.
9.5.Дисоціація комплексних сполук у розчинах. Стійкість комплексних іонів.
Внутрішня та зовнішня сфери комплексної сполуки сильно відрізняються за стійкістю. Частки, які знаходяться у зовнішній сфері, зв’язані з комплексним іоном переважно електростатичними силами і легко відщеплюються у розчині. Електролітична дисоціація комплексних сполук на внутрішню та зовнішню сферу під дією полярних молекул розчинника відбувається за типом сильних електролітів:
K3[Fe(CN)6] 3K+ + [Fe(CN)6]3–
[Ni(NH3)6](OH)2 2OH– + [Ni(NH3)6]2+
[Pt(NH3)2Cl2]0 – зовнішня сфера відсутня, сполука відноситься до комплексних неелектролітів, точніше – до слабких електролітів. Оборотний розпад внутрішньої сфери комплексних сполук називається вторинною дисоціацією, при якій відбувається ступеневе відщеплення молекул або іонів лігандів від комплексоутворювача. Мірою стійкості комплексної сполуки є константа нестійкості (КНЕСТ) або константа стійкості (КСТ). . Чим менша КНЕСТ, тим стійкіша внутрішня сфера.
Константою нестійкості комплексної сполуки називається константа рівноваги процесу дисоціації комплексних йонів.
Для йона [Zn(NH3)4]2+ константа нестійкості відповідає рівноважному процесу:
[Zn(NH3)4]2+ ↔ Zn2+ + 4NH30
(1)
Дисоціація комплексних йонів відбувається ступінчато:
[Zn(NH3)4]2+ ↔ [Zn(NH3)3]2+ + NH30 (2)
[Zn(NH3)3]2+ ↔ [Zn(NH3)2]2+ + NH30 (3)
[Zn(NH3)2]2+ ↔ [Zn(NH3)]2+ + NH30 (4)
[Zn(NH3)]2+ ↔ Zn2+ + NH30 (5)
Кожному з рівнянь (2) – (5) відповідає ступінчаста константа нестійкості:
;
; .
Константа нестійкості, виражена рівнянням (1), є константою дисоціації комплексної сполуки і дорівнює добутку всіх ступінчатих констант:
Значення констант нестійкості наводяться в довідниках з хімії.