Лабораторная работа

Комплексные соединения

1. Цель работы

Ознакомление со свойствами комплексных соединений, способами их получения и устойчивостью в растворах. Получение навыков составления реакций с участием комплексных соединений

2. Основные теоретические положения

1. Строение комплексных соединений

Строение комплексных соединений и их поведение в растворах объясняет координационная теория, созданная в конце ХIХ века швейцарским химиком Альфредом Вернером. Соединения такого типа, как BF₃, CH₄, NH₃, H₂O, CO₂ и др., в которых элемент проявляет свою обычную валентность, называются валентнонасыщенными соединениями или соединениями первого порядка. При взаимодействии соединений первого порядка друг с другом получаются соединения высшего порядка (гидраты, аммиакаты, продукты присоединения кислот, органических молекул, двойные соли и многие другие).

CoCl₃ + 6NH₃ = CoCl₃ . 6NH₃ или [Co(NH₃)₆]Cl₃

BF₃ + HF = BF₃ . HF или H[BF₄]

Fe(CN)₃ + 3KCN = Fe(CN)₃ . 3KCN или K₃[Fe(CN)₆]

Согласно теории Вернера, любой элемент после насыщения его обычных валентностей способен проявлять ещё и дополнительную валентность – координационную. Именно за счёт этой валентности и происходит образование соединений высшего порядка – комплексных соединений.

В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Более тесно связанные частицы внутренней сферы называют комплексным ионом или комплексом (заключают в квадратные скобки).

Центральный ион или атом внутренней сферы комплекса, вокруг которого группируются ионы или молекулы, называется комплексообразователем или ядром комплекса, а координируемые им во внутренней сфере ионы или молекулы – лигандами или аддендами. Роль комплексообразователей чаще всего выполняют катионы переходных металлов, реже анионы или нейтральные атомы, имеющие вакантные орбитали. Примерами лигандов могут служить анионы: Г-, OH-, CN-, CNS-, NO₂-, CO₃2-, C₂O₄2-; нейтральные молекулы: Н₂О, NH₃, CO, NO, Г₂, N₂H₄, NH₂-CH₂-CH₂-NH₂(этилендиамин), аминоуксусная кислота NH₂-CH₂-COOH. Координационное число (К.Ч.) или координационная валентность – общее количество лигандов, входящих во внутреннюю сферу комплекса. Известны координационные числа 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Чаще других встречаются 4, 6 и 2. Эти числа соответствуют наиболее симметричной геометрической конфигурации комплекса – октаэдрической (6), тетраэдрической (4) и линейной (2). Координационная валентность зависит от природы комплексообразователя и лигандов, от степени окисления комплексообразователя, от соотношения размеров комплексообразователя и лигандов, концентрации раствора комплексного соединения.

Чем выше степень окисления комплексообразователя, тем больше координационное число: [Cu+(NH₃)₂]+, но [Cu2+(NH₃)₄]2+.

Незаряженные лиганды обычно присоединяются к комплексообразователю в большем числе, чем заряженные: [Сo(H₂O)₆]2+, но [СoCl₄]2.-.

Например, с ионами Cl-, Br-, I- алюминий проявляет К.Ч. 4, а с меньшим ионом F- - 6: K[AlCl₄],но K₃[AlF₆].

2.2. Химическая связь в комплексных соединениях.

Метод валентных связей является весьма наглядным способом описания комплексных соединений. В его основе лежат следующие положения:

1. Связь между комплексообразователем и лигандами донорно-акцепторная σ-типа. Лиганды предоставляют электронные пары, а ядро комплекса – свободные орбитали.

2. Орбитали центрального атома, участвующие в образовании связи, подвергаются гибридизации, которая определяет геометрию комплекса. Тип гибридизации определяется числом, природой и электронной структурой лигандов.

3. Дополнительное упрочение комплекса обусловлено тем, что наряду с σ-связями могут возникать и π-связи. Это происходит, если занятая электронами орбиталь центрального атома перекрывается с вакантной орбиталью лиганда.

4. Магнитные свойства комплекса объясняются исходя из заселённости орбиталей. При наличии неспаренных электронов комплекс парамагнитен. Спаренность электронов обусловливает диамагнетизм комплексного соединения.

Рассмотрим, как МВС описывает электронную структуру и свойства некоторых комплексов, образованных 3d–элементами: кобальтом, никелем и медью. В таблице собственные электроннные пары комплексообразователей изображены сплошными стрелками, а электронные пары лигандов, ответственные за донорно-акцепторные σ-связи, представлены пунктирными стрелками.

Комплекс	Заселённость орбиталей комплексообразователя	Тип гибридизации ядра комплекса	Структура комплекса
Co3+ 3d 4s 4p 4d [CoF6]3-		sp3d2	Октаэдр.
[NiCl4]2-		sp3	Тетраэдр.
[Cu(NH3)2]+		sp	Линейная

Наряду с моноядерными комплексами, включающими только один центральный атом, существуют полиядерные, в структуре которых одновременно присутствуют два или несколько центральных атомов-комплексообразователей.

Помимо МВС для описания комплексных соединений широко используют Теорию кристаллического поля (ТКП), основанную на электростатической модели, её усовершенствованную модель – Теорию поля лигандов (ТПЛ), в которой электростатическое взаимодействие дополнено идеей перекрывания орбиталей, и, наконец, Метод молекулярных орбиталей (ММО).