2.3 Номенклатура комплексных соединений.

Названия комплексных соединений, применяемые в настоящее время, утверждены комиссией по номенклатуре неорганических соединений Международного Союза по теоретической и прикладной химии (IUPAC). Ниже приведены некоторые правила, заимствованные из материалов этой комиссии.

1. Порядок перечисления ионов. Первым называют катион, затем – анион.

2. Окончания координационных групп.Нейтральные группы называются также, как и молекулы. Исключениями являютсяакво(Н₂О) иамин(NH₃). К отрицательно заряженным ионам прибавляют окончания «о».

3. Окончания названий комплексов.Характерным окончанием для анионных комплексов является «ат» или «овая», если называется кислота. Для катионных и нейтральных комплексов типичных окончаний нет.

4. Степень окислениякомплексообразователя обозначается арабской цифрой в скобках после его названия.

[Ag(NH₃)₂]Cl– диаминаргенто (1+) хлорид

K₂[CuCl₃] – калия трихлоркупрат (1+)

H₂[Pt(CN)₆] – гексацианоплатиновая кислота или водорода гексацианоплатинат (4+)

[Al(H₂O)₆]Cl₃гексааквоалюминий хлорид

[Cu(NH₃)₂]OH– диаминмедь (1+) гидроксид

K₄[SnF₈] – калия октафторстаннат (4+)

4. Свойства комплексных соединений и реакции обмена с участием комплексных ионов.

Для комплексных соединений характерна первичная и вторичная диссоциация.

Первичная диссоциация комплексных соединений на комплексный ион и противоположно заряженные ионы внешней сферы протекает полностью, как у сильных электролитов.

K₂[Zn(CN)₄] = 2K⁺ +[Zn(CN)₄]^2-

[Co(NH₃)₆](NO₃)₂ = [Co(NH₃)₆]²⁺ +2NO₃^-

Поэтому, соединения, содержащие комплексные ионы, могут вступать в реакции обмена с электролитами с образованием малорастворимых веществ.

2CuSO₄ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆] + 2K₂SO₄;

2Cu²⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = Cu₂[Fe(CN)₆]

Однако, в отличие от “простых” ионов, комплексные ионы сами способны к диссоциации, которая называется вторичной диссоциацией. Она характеризует диссоциацию самого комплексного иона и протекает ступенчато, как у слабых электролитов, подчиняясь закону действия масс. Количественно каждая ступень характеризуется константой диссоциации.

I ступень: [Ag(NH₃)₂]⁺ = [AgNH₃]⁺ +NH₃

К_д^(I)

[AgNH₃]⁺ [NH₃]

=

[Ag(NH₃)₂]⁺

II ступень: [AgNH₃]⁺ = Ag⁺ + NH₃

К_д(II) =

[Ag⁺] [NH₃]

[AgNH₃]⁺

В целом устойчивость комплексного иона в растворе характеризуется величиной константы нестойкости К_н , которая равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней.

К_н = К_д^(I) К_д^(II)

Общая константа нестойкости К_нявляется константой равновесия полной диссоциации комплекса:

[Ag(NH₃)₂]⁺ = Ag⁺ + 2NH₃

[Ag+] [NH₃]2

К

[Ag(NH₃)₂]+

_н=

Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион.

Комплексные соединения, в частности соли, очень сходны с двойными солями. Подобно комплексным, двойные соли также образуются путем соединения простых солей

MgCl₂+KCl=KCl∙MgCl₂

Отличаются комплексные соли от двойных прежде всего величиной константы нестойкости: у типичных двойных солей константа нестойкости очень велика , у типичных комплексных солей она, наоборот, очень мала. Резкой границы между двойными и комплексными солями не существует.

Двойные соли диссоциируют на те ионы, которые находились в растворах простых солей, послуживших для их образования, например,

KCl∙MgCl₂K⁺+Mg²⁺+3Cl^-

Двойные соли можно рассматривать как комплексные соли с малоустойчивой, легко диссоциирующей на ионы внутренней координационной сферой.