Содержание

1. Введение

2. Комплексные соединения

2.1 Общие принципы строения

2.2 Кристаллогидраты и двойные соли

3. Комплексообразование

4. Распространенные комплексные соединения

Список используемой литературы

1. Введение

Комплексные соединения — самый большой и многочисленный класс неорганических соединений, но их изучение началось только в конце XIX – начале XX века.

Образование комплексных соединений не может быть объяснено с точки зрения обычного учения о валентности. Их состав совершенно не согласуется с теми числами валентности, которые используются при составлении формул более простых «бинарных» соединений, то есть соединений, состоящих только из двух элементов. Поэтому успешное изучение комплексных соединений стало возможным лишь после того, как в химию были введены некоторые новые представления о валентной связи. Эти представления легли в основу теории комплексных соединений, предложенной в 1893 г. профессором Цюрихского университета Альфредом Вернером (1866-1919) и получившей название координационной теории.

В своей теории Вернер разделил все неорганические вещества на так называемые соединения первого и высшего порядка. К соединениям первого порядка он отнес главным образом достаточно простые по своей структуре вещества, такие как H2O, NaCl, PCl3 и другие. Соединениями высшего порядка ученый предложил считать продукты взаимодействия между собой соединений первого порядка — кристаллогидраты, аммиакаты, полисульфиды, двойные соли, а также комплексные соединения.

2. Комплексные соединения

Комплексные соединения — молекулярные соединения определенного состава, образование которых из более простых молекул не связано с возникновением новых электронных пар. В большинстве случаев комплексные соединения образуются при взаимодействии веществ в водных растворах. Но иногда образование комплексных соединений может происходить и в других условиях. Например, безводный хлорид кальция непосредственно соединяется с аммиаком, превращаясь в комплексную соль [Ca (NH3)8] Cl2.

Чаще всего образование комплексных соединений происходит около свободных ионов. Например, при взаимодействии ионов с молекулами воды под действием создаваемого ионом электрического поля молекулы воды определенным образом ориентируются и затем притягиваются к иону противоположно заряженным концом диполя. За счет такого притяжения в растворе образуется гидратированный ион и раствор все более концентрируется. На определенной стадии из него станут выделяться кристаллы растворенного вещества, заключающие в своем составе гидратированный ион. Если при этом молекулы воды, непосредственно окружающие его в растворе, связаны с ним непрочно, то вода не войдет в состав кристалла, а если связь иона с молекулами воды достаточно прочна, то в состав кристалла он войдет с некоторым числом молекул "кристаллизационной" воды. В результате получится кристаллогидрат данного вещества, представляющий собой комплексное соединение.

2.1 Общие принципы строения

Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем. Вокруг него в непосредственной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых аддендами и образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу.

Например, в комплексной соли K2[PtCl6], схематическое строение которой показано на рис. 1, комплексообразователем является ион четырехвалентной платины, аддендами – ионы хлора, а во внешней координационной сфере находятся ионы калия.

Чтобы отметить различие между внутренней и внешней сферами в формулах комплексных соединений, адденды вместе с комплексообразователем заключают в квадратные скобки.

Комплексные соединения разделяют на две группы: однородные и неоднородные. К однородным относятся комплексные соединения, во внутренней сфере которых находятся только одинаковые лиганды, а к более многочисленной группе неоднородных — соединения, во внутренней сфере которых находится лиганды двух или более видов.

Образование неоднородных комплексов чаще всего происходит при замещении нескольких нейтральных молекул во внутренней сфере комплексного иона заряженными частицами. Например, при замещении трех молекул аммиака в комплексном ионе [Pt(NH3)6]4+ ионами хлора образуется неоднородный комплексный ион [Pt(NH3)3Cl3]+.

Общее число нейтральных молекул и ионов, связанных с центральным ионом в комплекс, называется координационным числом комплексообразователя. Например, в приведенной выше соли K2[PtCl6] координационное число комплексообразователя, то есть иона четырехвалентной платины, равно шести. Координационное число играет в химии комплексных соединений не менее важную роль, чем число единиц валентности атома, и является таким же основным его свойством, как и валентность.

Величина координационного числа определяется главным образом размеров, зарядом и строением электронной оболочки комплексообразователя. Наиболее часто встречается координационное число шесть, например: у железа, хрома, цинка, никеля, кобальта, четырехвалентной платины. Координационное число четыре свойственно двухвалентной меди, трехвалентному золоту, двухвалентной ртути, кадмию. Иногда встречаются и другие координационные числа, но значительно реже (например, два для серебра и одновалентной меди).

Подобно тому как валентность элемента далеко не всегда проявляется полностью в его соединениях, так и координационное число комплексообразователя иногда может оказаться меньше обычного. Такие соединения, в которых характерное для данного иона максимальное координационное число не достигается, называются координационно-ненасыщенными. Среди типичных комплексных соединений они встречаются сравнительно редко.

Заряд комплексного иона равняется алгебраической сумме зарядов составляющих его простых ионов. Входящие в состав комплекса электронейтральные молекулы не оказывают никакого влияния на величину заряда. Если вся внутренняя координационная сфера образована только нейтральными молекулами, то заряд комплексного иона равен заряду комплексообразователя.

О заряде комплексного иона можно также судить по зарядам ионов, находящихся во внешней координационной сфере. Например, в соединении K4[Fe(CN)6] заряд комплексного иона [Fe(CN)6] равен минус четырем, так как во внешней сфере находятся четыре положительных однозначных иона калия, а молекула в целом электронейтральна. Отсюда в свою очередь легко определить заряд комплексообразователя, зная заряды остальных содержащихся в комплексе ионов.