POWRÓT

SEMESTR I

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Istota związków kompleksowych
Metale przejściowe a zdolność do tworzenia kompleksów
Struktury związków kompleksowych
Przykłady związków kompleksowych


 

Istota związków kompleksowych

   

 

Związek nieorganiczny, którego cząsteczka zawiera kilka atomów otaczających jeden lub więcej atomów metalu, nosi nazwę związku kompleksowego lub związku koordynacyjnego.

[Cd(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]4-

Idea związków kompleksowych rozwinęła sie w wyniku spostrzeżenia, że związek metalu przejściowego jak CrCl3 może przyłączyc inne związki, jak np. amoniak, tworząc bardziej złożone pochodne, które nazwano związkami koordynacyjnymi.
A zatem np. mozliwe jest powstawanie CrCl3*3NH3, CrCl3*4NH3, CrCl3*5NH3 i CrCl3*6NH3. Niewiela wiadomo, jaka jest droga powstawania tych kompleksów. Przedstawienie za pomocą kropki (*) oznacza po prostu, że w pewien nie określony sposób 3, 4, 5 lub 6 moli NH3 może przyłączyć sie do 1 mola CrCl3.
Z początkiem lat 1900 szwajcarski chemik Alfred Werner prowadził obszerne badania nad tymi związkami i doszedł do wniosku, że zawierają one centralny atom metalu (Cr) otoczony silnie związaną pierwszą warstwą atomów i cząsteczek (tzw. pierwszą warstwą koordynacyjną) i drugą warstwą (drugą warstwą koordynacyjną), która jest związana swobodnie. W wyniku tych pionerskich dociekań Werner został nazwany ojcem chemii koordynacyjnej.

Zgodnie ze współczesną teorią w związku kompleksowym wyróżnia się atom centralny i cząsteczki koordynowane zwane ligandami.

Atomy centralne to najczęściej kationy pierwiastków przejściowych, np. Ag+, Cu2+, Al3+, Zn2+ itp..

Typy ligandów

Ligandami są drobiny o charakterze donorowym, tj. aniony proste i złożone oraz cząsteczki elektrycznie obojętne, zawierające co najmniej jeden atom mający wolne pary elektronowe.

Przykładem ligandów są

  • aniony proste i złożone OH-, F-, Cl-, CN-
  • cząsteczki zawierające wolne pary elektronowe: NH3, H2O, aminy, kwasy organiczne, aminokwasy.

Ligandy oddające jedną pare elektronową noszą nazwe ligandów jednokleszczowych lub jednofunkcyjnych. Przykładem jest cząsteczka amoniaku NH3.
Ligandy zawierające dwa lub wiecej atomów, z których każdy moze jednocześnie utworzyc dwuelektronowe wiązanie donorowe z tym samym atomem metalu, noszą nazwę ligandów wielokleszczowych (wielofunkcyjnych) lub chelatowych, gdyż chwytają one niejako kation miedzy dwa lub wiecej atomów donorowych.

Ligandy dwukoordynacyjne, np.

Ligandy trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne, przykład - kwas etylenodwuaminoczterooctowy

Zwiazek kompleksowy chelatowy (chelat)

Liczba ligandów otaczających bezpośrednio jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną i zwykle wynosi 2, 4, 6, 8.
Ponieważ ładunek drobiny kompleksowej jest algebraiczną sumą ładunków jonu centralnego oraz ligandów, więc może ona być kationem [Cu(NH3)2]+ lub anionem [Zn(CN)4]2- lub cząsteczką elektrycznie obojętną Ni(CO)4, PtCl2(NH3)2.

Natura wiązania

Naturę wiązania miedzy jonem centralnym i ligandami wyjaśniają dwie teorie.

  • teoria pola krystalicznego - tłumaczy tworzenie sie drobin kompleksów oddziaływaniami elektrostatycznymi miedzy elektronami odsadzającymi podpowłoki typu d atomu centralnego a elektronami ligandu.
  • teoria pola ligandów - traktuje wiązanie między drobiną ligandu i jonem centralnym jako zlokalizowane wiązanie koordynacyjne utworzone w wyniku nakrywania sie orbitali atomowych ligandów obsadzonych wolnymi parami elektronowymi. Strukturę drobin kompleksów wyjaśnia sie odpowiednią hybrydyzacją orbitali atomowych jonu centralnego. (w tworzeniu hybryd uczestniczą orbitale typu s i p powłoki zewnętrznej oraz typu d powłoki poprzedniej )

Najprościej możemy powiedzieć, że poprzez utworzenie wiązania struktury elektronowe pierwiastków upodabniją się do najbliższych gazów szlachetnych. Przykładem jest tworzenie kompleksu [Zn(NH3)4]2+, który powstaje w wyniku przyłączenia do kationu cynkowego Zn2+ czterech cząsteczek amoniaku NH3. Dlaczego czterech cząsteczek NH3.

Otóż kation cynkowy Zn2+ma 28 elektronów. Po przyłączeniu czterech par elektronowych z czterech cząsteczek amoniaku uzyskuje on konfigurację elektronową kryptonu 36Kr.

Zn2+ + 4NH3 --> [Zn(NH3)4]2+

Zatem liczba koordynacyjne dwudodatniego jonu cynkowego wynosi cztery.

W związkach kompleksowych wiązania koordynacyjne występują pomiędzy metalem a koordynowaną cząsteczką lub jonem ujemnym. Wiadomo jest również, ze liczba elektronów dookoła centrum koordynacji jest równa liczbie elektronów w atomie najbliższego, cięższego gazu szlachetnego (patrz przykład z Zn2+).
Ale są związki, w których podana reguła nie obowiązuje. Przykładem jest [Ag(NH3)2]+
W związkach kompleksowych zaobserwowano także inną prawidłowość wykazującą jednak również odstępstwa a mianowicie.

  • do jonów jednododatnich przyłączają się dwa ligandy
  • do jonów dwudodatnich - cztery
  • do jonów trójdodatnich - sześć.

Poniżej podano zgodnie z tą reguła, przykłady niektórych kationów zespolonych.

[Cu(NH3)2]+, [Cu(NH3)4]2+, [Co(NH3)6]3+

[Ag(NH3)2]+, [Zn(NH3)4]2+, [Cr(NH3)6]3+

[Au(NH3)2]+, [Cd(NH3)4]2+

oraz anionów zespolonych

[AgCl2]-, [Zn(CN)4]2-, [Al(OH)6]3-

[Ag(CN)2]-, [Zn(OH)4]2-, [Fe(CN)6]3-

Ponieważ jednym z ligantów może być cząsteczka wody, więc kationy metali przejściowych w roztworze wodnym są w rzeczywistości akwakompleksami, dlatego w roztworach wodnych wewnętrzna strefa koordynacyjna utworzona jest z cząsteczek wody, które mogą być zastąpione silniej wiążącym ligandem.
Zastąpienie cząsteczek wody przez inne liganty nie musi byc całkowite. Na przykład kation Cr3+, w zależności od warunków, tworzy jony kompleksowe [Cr(H2O)6]3+, [CrCl(H2O)5]3+ oraz [CrCl2(H2O)4]3+
Dla roztworów wodnych liczbę koordynacyjną określa się liczbę przyłączonych ligandów z pominięciem cząsteczek wody.
W jonach kompleksowych, np. [Fe(H2O)5NCS]2+ i [Fe(H2O)(NCS)5]2- liczba koordynacyjna wynosi odpowiednio 1 i 5 a ogólna liczba koordynacyjna ma wartość 6.


Do góry


 

Metale przejściowe a zdolność do tworzenia kompleksów

   

 

Powstawanie związków kompleksowych stanowi szczególnie ważną część chemii metali przejściowych. Szczególną cechą struktury elektronowej metali przejściowch, która prowadzi do tworzenia ich trwałych kompleksów, jest zdolność do tworzenia wiązań przez orbitale d, jak również orbitale s i p.
I tak w pierwiastkach od potasu do kryptonu elektrony zewnętrzne mogą zajmowac pięć orbitali 3d, orbital 4s oraz trzy orbitale 4p. W następnych szeregach metali przejściowych dostępne orbitale są podobne, lecz główna liczba kwantowa wzrasta o 1 lub 2.
Orbitale d metali przejściowych zdolne są do hybrydyzacji z orbitalami s oraz trzema orbitalami p powłoki walencyjnej, z utworzeniem orbitali wiążących. W zależności od ilości elektronów orbitali d uzyskujemy różne hybrydy. Dwoma powszechnie stosowanymi zestawami hybryd są: dsp2 i d2sp3.
Jeżeli nie ma wolnych orbitali d, mogą się tworzyć orbitale wiążące typu sp3, sp2 i sp (patrz kwantowa teoria wiązań).
W zależności od rodzaju hybryd biorących udział w tworzeniu kompleksu uzyskujemy różne rodzaje struktur cząsteczek.

  • sp - liniowa
  • sp2 - trygonalna
  • sp3 - tetraedryczna
  • dsp2 - kwadratowa płaska
  • d2sp3 - oktaedryczna

Przykłady

Geometria oktaedryczna Przykładem jest kompleks [Fe(CN)6]3-. Tworzenie sie takiego kompleksu możemy przedstawić następująco:
Żelazo (z = 26) ma konfiguracje elektronową 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2. Aby utworzył sie jon Fe3+, należy pozbyć się dwóch elektronów 4s i jednego z elektronów 3d. Uwalnia to pięć elektronów w pięciu orbitalach 3d. Aby związać jon CN-, będziemy potrzebowć dwóch orbitali d, jednego 4s i trzech orbitali 3p. Uzyskamy to poprzez wtłoczenie wszystkich elektronów 3d5 do trzech orbitali. Mamy wtedy sześć wolnych orbitali gotowych do przyłączenia CN-. Każdy jon CN- lokuje parę elektronów w dostępny orbital żelaza i w ten sposób powstaje wiązanie kowalencyjne. Cały kompleks zespala się razem, ponieważ następuje podział elektronów między orbital zhybrydyzowany d2sp3 i niektóre orbitale cyjanku.

Urok powyższego zobrazowania polega na tym, że pokazuje ono iż w kompleksie [Fe(CN)6]3- powinien być jeden elektron niesparowany. Rzeczywiście pokrywa sie to z obserwacją paramagnetyzmu kompleksu. Chociaż Fe3+ ma pięć niesparowanych elektronów, Fe(CN)63- ma tylko jeden. Pierwszy zwany jest elektronem wysokospinowym, a ostatni - niskospinowym.

Geometria tetraedryczna Przykładem może być jon cynku Zn2+ (1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2), który ma dziesięć elektronów na zewnątrz powłoki elektronowej argonu. Mogą one zajmować parami pięć orbitali 3d (konfiguracja d10), pozostawiając orbital 4s oraz trzy orbitale 4p zdolne do hybrydyzacji z utworzeniem czterech orbitali wiążących o symetrii tetraedrycznej. Stwierdzono doświadczalnie, ze dwudodatni jon cynku ma rzeczywiście liczbę koordynacyjną cztery i tworzy kompleksy, w ktorych cztery atomy lub grupy atomów z nim związane rozmieszczone są w narożach czworościanu.
Do jonów kompleksowych tego typu należą; [Zn(OH)4]2-, [Zn(NH3)4]2+ i [Zn(CN)4]2-.

Geometria płaskokwadratowa Przykładem jest [Ni(CN)4]2-, kompleks pochodzący od Ni2+ (1s2 2s2p6 3s2p6d8 4s2) w którym wszystkie osiem elektronów d jest wciśnietych w cztery orbitale d, zwalniając jeden orbital d dla utworzenia hybryd dsp2.
Kompleksy płaskokwadratowe są najbardziej rozpowszechnione dla atomów metalu o konfiguracji d8. Takim metalem jest Ni.

Do góry


 

Struktury związków kompleksowych

   

 

Istnieje określony związek między geometrią cząsteczki a liczbą koordynacyjną. Poniżej przedstawione będą najczęściej występujące liczby koordynacyjne i odpowiadające im typowe struktury cząsteczek.

Liczba koordynacyjna 2

Liczba ta występuje rzadko, głównie w przypadku kationów Cu+, Ag+ i Au+, a także Hg2+. Struktura cząsteczki jest liniowa.

[H3N-Ag-NH3]+, [NC-Ag-CN]- i [Cl-Au-Cl]-

Kompleksy takie z reguły przyłączają dalsze ligandy, np.

[Cu(CN)2]- + 2CN- ---> [Cu(CN)4]3-

Liczba koordynacyjna 3

W przypadku kompleksów o liczbie koordynacyjnej 3 najważniejsza jest struktura trójkątna płaska i struktura piramidy trygonalnej. Przykłady to płaskie kompleksy HgI3- i [Cu(CN)3]2- oraz piramidalny kompleks SnCl3-.

Liczba koordynacyjna 4

Jest to jedna z najważniejszych liczb koordynacyjnych, której odpowiadają struktury: tetraedryczna lub kwadratowa płaska. Dominują kompleksy tetraedryczne, tworzone prawie wyłącznie przez metale nieprzejściowe i metale przejściowe nie znajdujące sie w pobliżu prawej strony bloku d.

Jako przykłady struktur tetraedrycznych można wymienić; Li(H2O)4+, BeF42-, BH4-, AlCl4- i Ni(CO)4.

Struktura tetraedryczna występuje najczęściej dla konfiguracji elektronów walencyjnych d0 lub d10.

Kwadratowa konfiguracja płaska jest charakterystyczna dla konfiguracji elektronowej d8. Występuje to zwykle dla kompleksów jonów Ni2+, Pd2+, Pt2+, Rh+, Ir+ i Au3+, a także dla kompleksów jonu d9, Cu2+.

Liczba koordynacyjna 5

ta liczba koordynacyjna występuje rzadziej niz liczby 4 i 6, ma jednak istotne znaczenie. Dwie najbardziej symetryczne odpowiadające jej struktury to bipiramida trygonalna i piramida tetragonalna

Te dwie struktury zwykle nieznacznie różnią się energią; każda z nich może przekształcic się w pozostałą w wyniku zmian kątów między wiązaniami. Ze względu na to struktury wielu kompleksów o liczbie koordynacyjnej 5 nie pokrywają się dokładnie z jedną z wymienionych struktur, lecz kompleksy te mają pewną strukturę pośrednią.
Interesującym przykładem występowania dwóch struktur o liczbie koordynacyjnej 5 jest jon [Ni(CN)5]3-, tworzący sól krystaliczną, w której wykryto obydwie struktury.

Liczba koordynacyjna 6

Jest to liczba niezwykle ważna, gdyż prawie wszystkie kationy tworzą kompleksy o liczbie koordynacyjnej 6. Praktycznie wszystkie te kompleksy mają identyczny kształt ośmiościanu (struktura oktaedryczna).

Praktycznie z uwagi na różnorodność ligandów nie może być zachowana idealna symetria ośmiościanu. Obserwuje się wtedy odkształcenia na osi wiązan ligand-atom centralny, co polega na wydłużaniu lub skracaniu wiązań.

Skrócenie lub wydłużenie jednej osi L-M-L w stosunku do dwóch pozostałych nosi nazwę odkaształcenia tetragonalnego, natomiast całkowite zniszczenie równości osi to odkształcenie rombowe

Odkształcenie tetragonalne

Odkszatałcenie rombowe

Bardzo nieliczne są przypadki, gdy sześć ligantów znajduje się w narożach słupa trygonalnego (rysunek niżej). Słup jest powiązany w prosty sposób z ośmiościanem: jeżeli trókątna ściana ośmiościanu zostanie obrócona o 60o względem ściany przeciwległej, powstanie słup.

Ośmiościan jest trwalszą strukturą niz słup, co jest uwarunkowane przynajmniej dwiema przyczynami.

  • najbardziej oczywisty jest czynnik przestrzenny: w ośmiościanie ligandy są bardziej oddalone od siebie niż w słupie dla dowolnej danej odległości M-L
  • w większości przypadków jon metalu tworzy mocniejsze wiązania z oktaedrycznymi ligandami.

Strukturę słupa trygonalnego przybierają głównie związki zawierające albo sześc atomów siarki, które mogą oddziaływać bezpośrednio ze sobą, co powoduje stabilizacje struktury, albo pewne sztywne ligandy klatkowe, wymuszające niejako strukturę słupa.

Wyższe liczby koordynacyjne

Liczby koordynacyjne 7, 8 i 9 występują nierzadko w przypadku niektórych wiekszych kationów. Każdemu z takich przypadków odpowiada kilka możliwych struktur, nie różniących sie na ogół znacznie trwałością. Kompleksy o dużych liczbach koordynacyjnych nie są wiec z reguły sztywne stereochemicznie.

Liczbie koordynacyjnej 7 odpowiadają trzy różne regularne struktury:

  • bipiramida pentagonalna
  • konfiguracja wyprowadzona z ośmiościanu przez zwiększenie jednej ściany dla pomieszczenia siódmego ligandu
  • konfiguracja wyprowadzona w podobny sposób ze słupa trygonalnego

Liczbie koordynacyjnej 8 odpowiadają także trzy ważne struktury:

  • sześcianu - występuje rzadko
  • antypryzmatu kwadratowego - powstaje w wyniku zniekształcenia sześcianu
  • dwunastościanu - powstaje w wyniku zniekształcenia sześcianu

Licznie koordynacyjnej 9 odpowiada jedna symetryczna konfiguracja słupa trygonalnego.


Izomeria związków kompleksowych

Izomeria w związkach kompleksowych podobnie jak i wielu innych związków chemicznych, istnienie w wyniku istnienia przyczyn jej powstawania. Na fakt istnienia izomerii składają się;

  • różne położenie ligandów w strukturze związku
  • istnienie różnych sposobów połączeń ligand - atom centralny.

Wśród związków kompleksowych znane są następujące rodzaje izomerii:

  • izomeria geometryczna
  • izomeria optyczna
  • izomeria jonowa
  • izomeria wiązaniowa
  • izomeria koordynacyjna

Izomeria geometryczna

Przykładem istnienia izomerii geometrycznej jest fakt istnienia izomerii cis i trans dla struktur kwadratowych i oktaedrycznych.

Przykład - kompleks [Pt(NH3)2Cl2]

Jest to jeden z najprostszych przykładów izomerii związków kompleksowych.
Przykładami innych ważnych rodzajów izomerii optycznej dla struktur oktaedrycznych są podobnie jak dla struktur kwadratowych izomeria cis i trans dla związku ML4X2 oraz izomeria facjalna i meridionalna dla związku ML3X3.

Izomeria optyczna

Zgodnie z definicją izomerami optycznymi są cząsteczki, które mają się do siebie tak, jak obraz i jego zwierciadlane odbicie. Takie cząsteczki nazywane są enacjomerami. Enacjomery różnią się pod wzgledem skręcalności optycznej.

Taką właściwość posiadają pewne typy kompleksów oktaedrycznych. Do najważniejszych enancjomerów oktaedrycznych należą kompleksy zawierające dwa lub trzy ligandy kleszczowe, tj. typu M(L-L)2X2 oraz kompleksy typu M(L-L)3. Przykłady na rysunkach poniżej.

Izomeria jonowa

Istnieją przypadki, gdy związki kompleksowe mają jednakowy wzór empiryczny, lecz różnią się położeniem anionów, które mogą występować jako ligandy w kompleksowym kationie lub stanowić przeciwjony w sieci krystalicznej. Izomery takie tworzą w roztworze różne jony, zgodnie równaniami.

[Co(NH3)4Cl2]NO2 ---> [Co(NH3)4Cl2]+ + NO2-
[Co(NH3)4Cl(NO2)]Cl ---> [Co(NH3)4Cl(NO2)]+ + Cl-

Kolejnym przykładem występowania izomerii jonowej jest substancja o składzie CrCl3*6H2. Izomerami w tym przypadku są;

  • [Cr(H2O)6]Cl3, koloru fioletowego
  • [Cr(H2O)5Cl]Cl2*H2O, koloru zielonego
  • [Cr(H2O)4Cl2]Cl*2H2O, koloru zielonego

Izomeria wiązaniowa

Niektóre ligandy mogą łączyć się z atomem centralnym w więcej niż jeden sposób i często można wyodrębnić izomeryczne kompleksy różniące się kolejnością powiązania atomów. Przykładem takiego ligandu jest SCN-, w którym atomem donorowym może być S lub N oraz sulfotlenek R2S=O; w tym przypadku donorem może być s lub O. Ligand zdolny do wiązania się w dwojaki sposób można nazywać ligandem ambichelatowym.

Izomeria koordynacyjna

w związkach zawierających kompleksowy kation i kompleksowy anion rozmieszczenie ligandów może być różne, występują więc izomery. Przykładem są;

[Co(NH3)6][Cr(CN)6] i [Cr(NH3)6][Co(CN)6]
[Cr(NH3)6][Cr(SCN)6] i [Cr(NH3)4(SCN)2][Cr(NH3)2(SCN)4]


Do góry


 

Przykłady związków kompleksowych

   

 

Kompleksy amminowe (zwierające amoniak)

Kompleksy amminowe to związki zawierające w cząsteczce amoniak. Do pospolitych trwałych związków kompleksowych zawierających amoniak należą;

[Cu(NH3)2]+, [Cu(NH3)4]2+, [Co(NH3)6]3+
[Ag(NH3)2]+, [Zn(NH3)4]2+, [Cr(NH3)6]3+
[Ag(NH3)2]+, [Cd(NH3)4]2+
[Hg(NH3)2]2+
[Hg(NH3)4]2+
[Ni(NH3)4]2+
[Ni(NH3)6]2+
[Co(NH3)6]2+

Otóż stwierdzono, że wiele jonów metali tworzy z amoniakiem jony kompleksowe tak trwałe, że wodorotlenki tych metali przechodzą do roztworu. Ma to praktyczne zastosowanie w procesie rozpuszczania trudnorozpuszczalnych osadów soli.

Przykład

Jeżeli do soli miedziowej dodamy parę kropli zasady sodowej, utworzy się niebieski osad. Jest to wodorotlenek miedziowy, Cu(OH)2, który wytrąca sie, jeżeli iloczyn stężeń jonowych [Cu2+]*[OH-]2 stanie sie równy wartości odpowiadającej nasyconemu roztworowi wodorotlenku. Dodawanie wiekszej ilości zasady sodowej nie powoduje innych zmian, jak tylko utworzenie większej ilości osadu.
Jeżeli użyjemy wodorotlenku amonowego zamiast wodorotlenku sodowego, w pierwszym momencie utworzy się taki sam osad Cu(OH)2, ale przy dodawaniu wiekszej ilości wodorotlenku amonowego, osad rozpuści sie, dając klarowny roztwór o głębszej i bardziej intensywnej barwie niebieskiej niż pierwotny roztwór.
Przyczyną rozpuszczania osadu jest reakcja kompleksowania jonów miedzi i utworzenie jonów czteroamminomiedzi(II),
[Cu(NH3)4]2+. Jony te są o wiele trwalsze od uwodnionych jonów miedziowych [Cu(H2O)4]2+

Cu2+ + 4 NH3 <=> [Cu(NH3)4]2+

Podobne zjawisko obserwujemy podczas rozpuszczania trudnorozpuszczalnego chlorku srebra AgCl przez roztwór wodorotlenku amonowego. W czasie rozpuszczania powstaje jon dwuamminosrebra(I) - [Ag(NH3)2]+.

Kompleksy cyjankowe

Jest to druga ważna grupa jonów kompleksowych. Do pospolitych kompleksów cyjankowych należą;

[Fe(CN)6]3-
[Co(CN)6]3-
[Cu(CN)2]-, [Zn(CN)4]2-, [Mn(CN)6]4-, [Au(CN)4]-
[Ag(CN)2]-, [Cd(CN)4]2-, [Fe(CN)6]4-
[Au(CN)2]-, [Hg(CN)4]2-, [Co(CN)6]4-

niektóre z tych kompleksów są bardzo trwałe; np. trwałość jonów dwucyjankowych [Ag(CN)2]-, jest tak wielka, ze dodanie jonów jodkowych nie powoduje wytrącenia sie jodku srebra, mimo że iloczyn rozpuszczalności jodku srebra jest bardzo mały. Podobnie jony żelazocyjankowe nie rozkładają się w widoczny sposób pod działaniem mocnych kwasów.

Kompleksy halogenkowe

Znanych jest wiele chlorkowych jonów kompleksowych. Do typowych należą następujące:

[CuCl2(H2O)2], [CuCl3(H2O)]-, [CuCl4]2-
[AgCl2]-, [AuCl2]-
[HgCl4]2-
[SnCl6]2-
[PtCl6]2-
[AuCl4]-

Dzieki trwałości jonu czterochlorozłocianowego(III) [AuCl4]-, złoto rozpuszcza sie w wodzie królewskiej, będącej mieszaniną kwasów azotowego(V) i solnego. Złoto nie rozpuszcza sie w widoczny sposób w tych kwasach uzytych oddzielnie. Kwas azotowy(V) służy jako substancja utleniająca złoto do stopnia utlenienia +3, natomiast jony chlorkowe z kwasu chlorowodorowego powodują dalszą reakcje, łącząc sie z jonami złotowymi na trwałe jony kompleksowe:

Au + 4HCl + 3HNO3 ---> HAuCl4 + 3NO2 + 3H2O

Jony fluorkowe tworzą wiecej jonów kompleksowych niz pozostałe jony halogenkowe. Ważne to;
[BF4]-, [SiF6]2-, [AlF6]3-, [FeF6]3-.

Kompleksy wodorotlenowe

Kompleksy wodorotlenowe wykorzystywane są wykorzystywane głównie do analitycznych metod oddzielania Al3+, Cr3+, Zn2+ od Fe3+, Mn3+, Co2+ i Ni3+ za pomocą wodorotlenku sodowego. Jony Al3+, Cr3+, Zn2+ tworzą rozpuszczalne związki kompleksowe, np. dla cynku to [Zn(OH)4]2-.

Kompleksy wielokleszczowe

Najpospolitszymi są kompleksy zawierające ligandy dwukleszczowe. Do obojętnych ligandów tego typu należą diaminy, difosfiny i dietery, które tworzą z metalem trwałe pierścienie. Poniżej przedstawiono przykłady kompleksów z etylenodiaminą. Jonem w przedstawionych przykładach jest Ni2+.

Przykładem kompleksu wielokleszczowego jest hemoglobina, która zawiera kation żelaza Fe3+.

Hemoglobina jak wiemy odgrywa dużą rolę w procesach metabolicznych.


Nazewnictwo związków kompleksowych

Nazwy jonów kompleksowych lub związków kompleksowych tworzy się przez:

  • podanie liczby ligandów
  • podanie nazw ligandów w kolejności alfabetycznej
  • podanie nazwy jonu centralnego (w przypadku katoinu) lub atomu centralnego (w przypadku kompleksu obojętnego)
  • podanie stopnia utlenienia jonu centralnego (za pomocą cyfr rzymskich) lub atomu centralnego (przez 0)

Przykład

Kompleks obojętny: [PtCl2(NH3)2] - diaminadichloroplatyna(II)
Związek kompleksowy z anionem kompleksowym: Na3[Ag(S2O3)2] - bis(tiosiarczano)srebrzan(II)sodu
Nazwy niektórych ważniejszych ligandów: - H2O (akwa), NH3 (amina), CO (karbonyl), S2O32- (tiosiarczano), CN- (cyjano), F- (fluoro), Cl- (chloro), SO42- (siarczano).


Do góry


   

 

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved