Файл: Химия Часть 3.doc

Соединение	Степень окисления	Координационное число
[Ag(NH₃)₂]Cl	+1	2
[Cu(NH₃)₄]SO₄	+2	4
[Cr(H₂O)₆]Cl₃	+3	6

В большинстве случаев выполняется правило:

Координационное число комплексообразователя вдвое превы-шает его заряд.

4) С ростом температуры к.ч. понижается.

Классификация комплексных соединений

I. Классификация по заряду комплексных ионов.

Название	Состав	Пример
1. Катионные	имеют в составе комплексный катион	[Cu(NH₃)₄]SO₄
2. Анионные	имеют в составе комплексный анион	H₂[PtCl₄]
3. Нейтральные	состоят только из внутренней сферы и не имеют внешней сферы	[Pt(NH₃)₂Cl₂]
4. Катионно-анионные	имеют в составе комплексный катион и комплексный анион	[Cu(NH₃)₄][PtCl₄]

II. Классификация по природе лигандов.

Название	Лиганды	Пример
1. Аквакомплексы (гидраты)	H₂O	[Cu(H₂O)₆]Cl₂
2. Аммиакаты (аммины)	NH₃	[Cu(NH₃)₄]SO₄
3. Гидроксокомплексы	OH^	K₂[Zn(OH)₄]
4. Ацидокомплексы	кислотный остаток (NO₂^, С₂О₄²^ и др.)	K₄[Fe(CN)₆] K₂[HgI₄]
5. Смешанные	различные	[Co(NH₃)₄Cl₂]Cl
6. Хелатные	би- и полидентатные	[Co(NH₂CH₂CH₂NH₂)₃]Cl₃

Природа химической связи в комплексных соединениях

Многообразие комплексных соединений ставит перед исследо-вателями вопросы о специфике взаимодействий между комплексо-образователем и лигандами, в результате которых во внутренней сфере комплекса могут быть прочно связаны различные по химичес-кой природе ионы или молекулы. Было предложено множество теорий, большинство из которых в настоящее время представляет интерес только для истории. На наш взгляд, естественным было создание и развитие теории строения комплексных соединений на основе теории образования химической связи.

Рассмотрим образование комплексных соединений с точки зрения теории валентных связей.

Теория валентных связей основывается на представлении о двухэлектронной химической связи. Такая связь может быть образо-вана путем объединения неспаренных электронов, находящихся на орбиталях разных атомов. В таком случае она называется ковалентной. Иной механизм образования двухэлектронной связи реализуется в случае, когда один атом предоставляет пустую орбиталь (акцептор), а другой  неподеленную электронную пару (донор). В данном случае говорят об образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Такую связь еще называют координационной.

В большинстве случаев связь между комплексообразователем и лигандами осуществляется по донорно-акцепторному механизму. Так, в образовании комплексного иона [Cr(NH₃)₆]³⁺ участвуют 3d, 4s и 4p орбитали иона Cr³⁺:

	3d						4s		4p
Cr³⁺

••

NH₃

которые взаимодействуют с неподеленными электронными парами аммиака, образуя комплексный ион [Cr(NH₃)₆]³⁺:

	3d						4s		4p
[Cr(NH₃)₆]³⁺

Таким образом, химические связи образуются путем передачи части электронной плотности аммиака на вакантные орбитали Cr³⁺. Видно, что в процессе участвуют различные подуровни комплексо-образователя. Это означает, что образованные связи с лигандами должны иметь различные характеристики, в частности, прочность. Однако экспериментальные результаты свидетельствуют об обрат-ном: прочность всех связей одинакова.

Это противоречие удалось устранить при помощи понятия о гибридизации орбиталей. Гибридизация заключается в том, что все электронные орбитали комплексообразователя, участвующие в обра-зовании связей, становятся совершенно одинаковыми, за исключе-нием их направлений. Гибридизованные орбитали вытягиваются по направлению к лигандам, что способствует большему перекрыванию с орбиталями лигандов, т.е. способствует упрочению связей.

В рассмотренном случае гибридизации подвергаются две d-орбитали, одна s-орбиталь и три p-орбитали иона Cr³⁺. Такой тип гибридизации называют d²sp³-гибридизация.

Тип гибридизации орбиталей комплексообразователя определяет его координационное число и общую геометрию комплексного соединения. Некоторые примеры типов гибридизации орбиталей и соответствующие им пространственные конфигурации связей приведены в табл. 1.

Таблица 1. Некоторые типы гибридизации орбиталей.

Тип гибридизации	Координа-ционное число	Пространственная конфигурация связей	Пример
sp	2	Линейная	[Ag(CN)₂]^
sp²	3	Треугольник	[HgI₃]^
sp³	4	Тетраэдр	[Ni(NH₃)₄]²⁺
dsp²	4	Квадрат	[Ni(CN)₄]²^
dsp³	5	Тригональная бипирамида	[Fe(CO)₅]
d²sp³	6	Октаэдр	[Co(NH₃)₆]³⁺

Представления о гибридизации орбиталей позволяют объяснить повышенную координацию некоторых комплексообразователей. Так, ион Co³⁺ имеет следующую конфигурацию внешнего электронного уровня: