Семинар «Модели строения атома и химической связи»

Радиальное распределение электронной плотности на р-, d-и f-орбиталях атома водорода

Энергии s- и р-орбиталей атомов 1-го и 2-го периодов и Na

Типы гибридизации орбиталей

Тип гибридизации	КЧ	Геометрия	Примеры
sp		линейная	BeCl2
sp ^2		треугольная	BCl3
sp ^3		тетраэдр	CH4 NH4^+
dsp ^2		квадрат	[ICl4]¯
sp ^3 d		тригональная бипирамида	PCl5
sp ^3 d ^2, d ^2 sp ^3		октаэдр	SF6
d ^3 sp ^3		пентагональная бипирамида	[Mo(CN)7]^3¯
d ^5 p ^3		квадратная антипризма	[TaF8]^3¯
d ^4 sp ^3		додекаэдр	[Mo(CN)8]^4¯

 

Вариант	Молекулы	Вариант	Молекулы
	CH4	AlBr3		COCl2	PBr3
	C2H4	POCl3		CNCl	PF5
	СН3ОН	NH3		HNCO	CSCl2
	CH2F2	H2O		NH2CHO	BH3
	COCl2	GeBr4		HOCN	PCl3
	C2H3Cl	BF3		HCOOH	H2S
	CS2	NH2OH		C2H2	AsF5
	CSCl2	В2О3		HCN	OF2
	CNCl	AsF3		CH2Cl2	NH2Cl
	CH2O	PCl5		CO2	SnF4
	CF4	NSCl		CHCl3	COCl2
	HNCO	PF5		COS	BBr3
	COS	H2SO4		COF2	BeCl2
	HSCN	AsF5		H2CO3	PH3
	С2Н2	SnCl4		CCl4	NOCl

 

Задача 9.

По формуле соединения составьте названия комплексов и их формулы.

 

Вари-ант	Формула соединения	Название соединения
	[Pt(NH3)2Cl]	Дигидроксодиоксалатоманганат(IV)-ион
	K[Ag(CN)2]	Катион триамминтриаквакобальта (III)
	K3[Fe(C2O4)3]	Тетратиостибат(V)-ион
	Na3[SbS3]	Трихлоротриамминиридий
	Na2[Sn(OH)6]	Гексагидроксоплюмбат(IV)-ион
	[Fe(CO)5]	Тетранитромеркурат(II)-ион
	[V(CO)6]	Тетрахлородиаквакупрат(II)-ион
	Na[Co(NH3)4(SO3)2]	Катион нитратопентаамминхрома(III)
	K[Au(CN)2Br2]	Тетрафтородигидроксостибат(V)-ион
	[Ni(NH3)6]Cl2	Катион (тиоцианато N) пентаамминахрома(VI)
	[Сг(Н2О)4С12]С1	Гексацианоферрат(II) железа(III)
	[Ag(NO2)2]^–	Тетрагидридоборат(III) бериллия
	[Ag(CN)2]^–	Пентахлороакваиридат(III) калия
	Na3[Co(S2O3)3]	Гексафтороалюминат(III) натрия
	[Co(H2O)4Cl2]NO3	Тетрагидроксоскандат(III) натрия
	K4[CoF6]	Гексафторомолибдат(III) калия
	[Mn(H2O)6]Br3	Трифторогидроксоборат оксония
	K3[Fe(CN)6]	Гексахлороиридат(IV) калия
	Na3[Cr(OH)6]	Тетрагидроксостаннат(IV) калия
	[Co(H2O)6]SO4	Гексафторованадат(V) натрия
	[Co(NH3)5Br]SO4	Тетратиостаннат(IV) натрия
	[Cr(NH3)3(NCS)3]	Гексафторованадат(III) аммония
	K4[Ni(NO2)6]	Тетрахлороалюминат(III) аммония
	K2[PtI4]	Тетрагидроборат(III) алюминия
	Na [NiCl4]	Диазидодихлоропалладат(II) калия

 

Номенклатура

http://ru.wikipedia.org/wiki/%CA%EE%EC%EF%EB%E5%EA%F1%ED%FB%E5_%F1%EE%E5%E4%E8%ED%E5%ED%E8%FF

Задача 10.

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций образования комплексных соединений и формулу их общей константы нестойкости.

 

Вариант	Уравнение реакции
	A12(SO4)3 + КОН(изб)
	СоСО3 + KCNS(изб)
	PtCl2 + КВr(изб)
	Co(NO3)3 + NH4OH(изб)
	CuCl + HC1
	PbCl2 + КОН(изб)
	CuCl2 + НС1(изб)
	Cr2(SO4)3 + NaCN(изб)
	AgCl + КОH(изб)
	PbI2 + KI
	ZnCl + КОН(изб)
	CuSO4 + NН4ОН(изб)
	AgBr + Na2S2O3(изб)
	ZnOHCl + NН4ОН(изб)
	FeCl3 + КСN(изб)
	A1F3 + NaF
	BeCl2 + NаОН(изб)
	HgI2 + KI
	ZnSO4 + NH4OH(изб)
	CrCl3 + КОН(изб)
	Hg(NO3)2 + КСN(изб)
	CdSO4 + NН4ОН(изб)
	Zn(OH)2 + KCN(изб)
	CdCl2 + КС1(изб)
	CuCO3 + NH4OH(изб)

См.

http://chem-bsu.narod.ru/umk_chem_webCD/Ch3/komplsoed.htm

или

 

http://kurs.ido.tpu.ru/courses/Analyt_chem_1/tema9.htm

 

 

Образование комплексных соединений

Комплексные соединения имеют сложный состав. В них выделяют центральный атом (комплексообразователь) и связанные с ним лиганды (заряженные или нейтральные неорганические или органические частицы, т. е. ионы или молекулы). Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю координационную сферу соединения. Кроме внутренней сферы, в большинстве случаев имеется также внешняя координационная сфера, состоящая из отрицательных или положительных ионов.

Ионы внешней сферы связаны с комплексным ионом ионогенно, т. е. при растворении вещества в воде они отщепляются в виде свободных ионов. Наоборот, связь между комплексообразователем и лигандами имеет неионогенный характер, и вся внутренняя координационная сфера находится в водных растворах в виде комплексного иона. Так, в случае K[Ag(CN)₂] комплексообразователем является Ag⁺, лигандами – CN^-. Во внешней координационной сфере находятся К⁺ - ионы. Группа является внутренней сферой комплекса.

Заряды комплексных ионов равняются алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Так, заряд иона равен (+1) + (-2) = -1.

Если лигандами являются нейтральные молекулы, их присутствие не отражается на заряде комплекса. Поэтому его заряд равен в таких случаях заряду комплексообразователя. Например, заряд иона [Ag(NH₃) ₂]⁺ такой же, как и у иона Ag⁺.

О заряде комплекса можно судить также по составу внешней координационной сферы. Найдя заряд комплекса, легко определить и степень окисления комплексообразователя, если она неизвестна. Так, в комплексном соединении K₄ [Fe(CN)₆] во внешней сфере находятся четыре однозарядных положительных иона К⁺, а поскольку вся молекула электронейтральна, заряд внутренней координационной сферы [Fe(CN)₆]⁴- должен равняться 4-. Ионы CN^-, являющиеся лигандами, несут в общей сложности 6 отрицательных зарядов, значит, комплексо-образователь должен иметь заряд, равный 2+.

Общее число лигандов, координированных с данным комплексообразователем в комплекс, называется координационным числом комплексообразователя. У большинства комплексообразователей (Cr³⁺, Co³⁺, Fe²⁺, Fe ³⁺, Zn²⁺, Ni²⁺ и т. д.) координационное число равно 6. Координационное число 4 наблюдается у ионов Cd²⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Pt²⁺ и др. Существуют также комплексы, в которых комплексообразователь может иметь и другие координационные числа, например: 2, 3, 8 и т. д.

Лигандами в большинстве случаев служат однозарядные отрицательные ионы, а также молекулы, подобные NH₃, H₂O, и другие, способные занимать лишь одно координационное место в комплексе. Известны лиганды, которые могут занимать сразу два и больше мест. Такие лиганды называются бидентатными, тридентатными и т. д., в зависимости от того, сколько мест во внутренней сфере комплексного соединения данный лиганд может занять.

Способность к образованию комплексов всего сильнее проявляют элементы, расположенные в средней части больших периодов Периодической системы элементов Д. И. Менделеева (Cu, Ni, Co, Fe, Mn, Zn, Ag и т. д.).

Общим методом получения комплексов типа присоединения является действие избытка комплексообразующего реагента на соли связываемого в комплекс иона. Например,

HgCl₂ + 4KI = K₂[HgI₄] + 2KCl

Таким способом получают галогено-, родано-, циано-, нитро-, киcлородсодержащие и другие комплексные соединения.

Общим методом получения комплексов, образующихся по типу внедрения, является действие аммиака или воды на соли связываемого в комплекс иона. Например,

HgCl₂ + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Так получают аммиакаты и аквакомплексы.

С позиций электронной теории образование комплексных соединений происходит как результат проявления сил электростатического притяжения, действующих между лигандами и ионом-комплексообразователем.

Электростатическая теория Косселя (теория ионной связи) образование молекулы аммиака объясняет следующим образом. Нейтральный атом азота во внешнем электронном слое имеет 5 электронов и поэтому стремится дополнить это число до устойчивого октета (8 электронов). При реакции с атомами водорода электроны трех атомов водорода переходят к атому азота и образуется отрицательный N^3- и три положительных H⁺. В результате взаимного притяжения образуется [NH₃].

Теория ковалентной связи Льюиса образование комплексов объясняет возникновением ковалентной связи между ионами комплексообразователя и лигандами. Ковалентная связь осуществляется за счет электронных пар, общих для обоих соединяющихся атомов. Согласно этой теории молекула аммиака образуется в результате возникновения трех общих электронных пар, связывающих атомы водорода с атомом азота:

Теория ковалентной связи допускает возможность использования "свободной" пары электронов для осуществления связи с соответствующим ионом. В случае аммиака таким ионом является H⁺, в результате образуется ион NH⁺₄:

Подобная связь, осуществляемая за счет электронной пары, принадлежавшей первоначально одному из соединяющихся атомов и как бы отдаваемой им в общее владение с другим атомом, называется координационной, или донорно-акцепторной связью. При этом атом, отдающий электронную пару, называют донором, а атом, получающий её,– акцептором.

Лиганды в комплексных соединениях в большинстве случаев представляют собой атомы или группы атомов с одной или несколькими неподеленными парами электронов. К ним относятся галогенид-ионы, азотистые основания (аммиак, пиридин, алифатические амины и др.), гидроксил-ионы, некоторые органические соединения, содержащие карбоксильную (СООН-) и карбонильную (= С = О) группы, а также функциональные группы, имеющие в своем составе серу, фосфор или мышьяк. Донорными атомами в этих лигандах, как правило, являются галоген, азот, кислород, фосфор или мышьяк.

Следующим этапом развития теории координационных соединений являются теория молекулярных орбиталей, которая развивает и углубляет теорию ковалентных связей, и теория строения кристаллического поля, которая основывается на электрохимических представлениях. Более полной теорией координационных соединений, объединяющей теорию молекулярных орбиталей и теорию кристаллического поля, является теория поля лигандов.