Lai sniegtu vairāk vai mazāk precīzu definīciju par to, kas ir kompleksie savienojumi, mūsdienu ķīmijai jāpaļaujas uz koordinācijas teorijas pamatnoteikumiem, ko A. Verners ierosināja tālajā 1893. gadā kompleksa definīcijā.

Vispārīgi runājot, sarežģīti savienojumi sastāv no vairākām sarežģītām daļiņām. Līdz šim zinātnei nav stingras "sarežģītas daļiņas" jēdziena definīcijas. Bieži tiek lietota šāda definīcija: ar kompleksu daļiņu saprot kompleksu daļiņu, kas spēj patstāvīgi pastāvēt gan kristālā, gan šķīdumā. Tas sastāv no citām vienkāršām daļiņām, kurām savukārt ir iespēja pastāvēt neatkarīgi. Arī sarežģītas ķīmiskās daļiņas bieži ietilpst komplekso daļiņu definīcijā, kurās visas saites vai daļa no tām veidojas pēc donora-akceptora principa.

Visu komplekso savienojumu kopīga iezīme ir centrālā atoma klātbūtne to struktūrā, kas ir ieguvusi nosaukumu "kompleksu veidotājs". Ņemot vērā šo savienojumu daudzveidību, nav jārunā par šī elementa vispārīgajām iezīmēm. Bieži vien kompleksveidotājs ir atoms, kas veido metālu. Bet tā nav stingra zīme: ir zināmi sarežģīti savienojumi, kuros centrālais atoms ir skābekļa, sēra, slāpekļa, joda un citu elementu, kas ir spilgti nemetāli, atoms. Runājot par kompleksveidotāja lādiņu, mēs varam teikt, ka tas galvenokārt ir pozitīvs, un zinātniskajā literatūrā to sauca par metāla centru, taču ir piemēri, kad centrālajam atomam bija negatīvs lādiņš un pat nulle.

Attiecīgi izolētas atomu grupas vai atsevišķus atomus, kas atrodas ap kompleksveidotāju, sauc par ligandiem. Tās var būt arī daļiņas, kas pirms nonākšanas kompleksajā savienojumā bija molekulas, piemēram, ūdens (H2O), (CO), slāpeklis (NH3) un daudzas citas, kā arī anjoni OH−, PO43−, Cl− vai ūdeņraža katjons H +.

Mēģinot klasificēt kompleksos savienojumus pēc kompleksa lādiņa veida, šie ķīmiskie savienojumi tiek sadalīti katjonu kompleksos, kas veidojas ap neitrālu molekulu pozitīvi lādētu jonu. Ir arī anjonu kompleksi, kuros kompleksveidotājs ir pozitīvs atoms.Vienkāršie un kompleksie anjoni ir ligandi. Neitrālos kompleksus var izdalīt kā atsevišķu grupu. To veidošanās notiek, koordinējoties ap neitrālu molekulu atomu. Tāpat šajā komplekso vielu kategorijā ietilpst savienojumi, kas veidojas, vienlaicīgi koordinējoties ap pozitīvi lādētu jonu un molekulām, un negatīvi lādēti joni.

Ņemot vērā ligandu aizņemto vietu skaitu tā sauktajā koordinācijas sfērā, tad nosaka monodentālos, divzobu un polidentālos ligandus.

Sarežģītu savienojumu iegūšana Dažādi ceļiļauj klasificēt pēc liganda rakstura. Starp tiem ir amonjaki, kuros ligandus attēlo amonjaka molekulas, ūdens kompleksi, kur ūdens ir ligandi, karbonili - ligandu lomu spēlē oglekļa monoksīds. Turklāt ir arī acido kompleksi, kuros centrālo atomu ieskauj skābes atliekas. Ja to ieskauj hidroksīda joni, tad savienojumus sauc par hidrokso kompleksiem.

Sarežģītiem savienojumiem dabā ir liela nozīme. Bez tiem dzīvo organismu dzīvībai svarīgā darbība nav iespējama. Arī sarežģītu savienojumu izmantošana cilvēka darbībā ļauj veikt sarežģītas tehnoloģiskās darbības.

Analītiskā ķīmija, metālu ieguve no rūdām, galvanizācija, laku un krāsu ražošana – tas ir tikai īss to nozaru saraksts, kurās ir izmantotas sarežģītas ķīmiskas vielas.

Veidojas no citām, vienkāršākām daļiņām, kas arī spēj patstāvīgi eksistēt. Dažreiz sarežģītas daļiņas sauc par sarežģītām ķīmiskajām daļiņām, kurās visas saites vai daļa no tām veidojas.

Kompleksu veidojošs līdzeklis ir sarežģītas daļiņas centrālais atoms. Parasti kompleksveidotājs ir elementa atoms, kas veido metālu, bet tas var būt arī skābekļa, slāpekļa, sēra, joda un citu nemetālu veidojošo elementu atoms. Kompleksveidotājs parasti ir pozitīvi lādēts, un šajā gadījumā tas tiek minēts mūsdienu zinātniskajā literatūrā metāla centrs; kompleksveidotāja lādiņš var būt arī negatīvs vai nulle.

Ligandu zobs nosaka koordinācijas vietu skaits, ko liganda aizņem kompleksveidotāja koordinācijas sfērā. Ir monodentāti (neidentēti) ligandi, kas saistīti ar centrālo atomu caur vienu no to atomiem, tas ir, ar vienu kovalento saiti), bidentāti (saistīti ar centrālo atomu caur to diviem atomiem, tas ir, ar divām saitēm), tri-, tetradentāts utt...

Koordinācijas daudzskaldnis- iedomāts molekulārs daudzskaldnis, kura centrā atrodas kompleksu veidojošs atoms, bet virsotnēs atrodas ligandu daļiņas, kas tieši saistītas ar centrālo atomu.

Tetrakarbonilniķelis
- dihlordiammīna platīns (II)

Pēc vietu skaita, ko koordinācijas sfērā aizņem ligandi

1) Monodentāti ligandi... Šādi ligandi ir neitrāli (molekulas Н 2 О, NH 3, CO, NO u.c.) un lādēti (joni CN -, F -, Cl -, OH -, SCN -, S 2 O 3 2– u.c.).

2) Bidentate ligandi... Piemēri ir ligandi: aminoetiķskābes jons H 2 N - CH 2 - COO -, oksalāta jons - O - CO - CO - O -, karbonāta jons CO 3 2−, sulfāta jons SO 4 2−.

3) Polidentāta ligandi... Piemēram, kompleksoni ir organiski ligandi, kas satur vairākas grupas -C≡N vai -COOH (etilēndiamīntetraetiķskābe - EDTA). Cikliskos kompleksus, ko veido daži polidentātu ligandi, klasificē kā helātus (hemoglobīns utt.).

Pēc liganda rakstura

1) Amonjaks- kompleksi, kuros kā ligandi kalpo amonjaka molekulas, piemēram: SO 4, Cl 3, Cl 4 utt.

2) Ūdens kompleksi- kurā ūdens darbojas kā ligands: Cl 2, Cl 3 utt.

3) Karbonili- kompleksie savienojumi, kuros ligandi ir oglekļa monoksīda (II) molekulas:,.

4) Acidokompleksi- kompleksi, kuros skābes atliekas ir ligandi. Tie ietver kompleksos sāļus: K 2, kompleksās skābes: H 2, H 2.

5) Hidroksokokompleksi- kompleksie savienojumi, kuros hidroksīda joni darbojas kā ligandi: Na 2, Na 2 utt.

Nomenklatūra

1) Kompleksā savienojuma nosaukumā vispirms norādīta negatīvi lādētā daļa - anjons, tad pozitīvā daļa - katjons.

2) Sarežģītās daļas nosaukums sākas ar norādi uz iekšējās sfēras sastāvu. Iekšējā sfērā, pirmkārt, viņi sauc ligandus - anjonus, pievienojot latīņu nosaukumam galotni "o". Piemēram: Cl - - hlors, CN - - ciānskābe, SCN - - tiocianāto, NO 3 - - nitrāts, SO 3 2 - - sulfito, OH - - hidrokso uc Šajā gadījumā tiek lietoti termini: koordinētam amonjakam - amonjaks, ūdenim - ūdens, oglekļa monoksīdam (II) - karbonils.

(NH 4) 2 - amonija dihidroksotetrahlorplatināts (IV)

[Cr (H 2 O) 3 F 3] - trifluortriakvahroms

[Co (NH 3) 3 Cl (NO 2) 2] - dinitrīthlortriamīnkobalts

Cl 2 - dihlortetraamīna platīna (IV) hlorīds

NO 3 - tetrakvalitātes nitrāts

Stāsts

Sarežģītu savienojumu koordinācijas teorijas pamatlicējs ir Šveices ķīmiķis Alfrēds Verners (1866-1919). Vernera 1893. gada koordinācijas teorija bija pirmais mēģinājums izskaidrot sarežģītu savienojumu struktūru. Šo teoriju ierosināja pirms elektrona atklāšanas Tomsons 1896. gadā un pirms elektroniskās valences teorijas izstrādes. Vernera rīcībā nebija nekādu instrumentālu pētījumu metožu, un visi viņa pētījumi tika veikti, interpretējot vienkāršas ķīmiskās reakcijas.

Jēdzienu par "papildu valenču" pastāvēšanas iespējamību, kas radās kvartāro amīnu pētījumos, Verners piemēro arī "kompleksiem savienojumiem". Savā rakstā Ceļā uz afinitātes un valences teoriju, kas publicēts 1891. gadā, Verners afinitāti definē kā “spēku, kas izplūst no atoma centra un vienmērīgi izplatās visos virzienos, kura ģeometriskā izteiksme tādējādi nav noteikts galveno virzienu skaits. , bet sfēriska virsma". Divus gadus vēlāk Verners savā rakstā "Par neorganisko savienojumu struktūru" izvirzīja koordinācijas teoriju, saskaņā ar kuru kompleksu veidojošie atomi veido neorganisko molekulāro savienojumu centrālo kodolu. Ap šiem centrālajiem atomiem noteikts skaits citu atomu vai molekulu atrodas vienkārša ģeometriska daudzskaldņa formā. Verners atomu skaitu, kas sagrupēti ap centrālo kodolu, sauca par koordinācijas numuru. Viņš uzskatīja, ka koordinācijas saitē ir kopīgs elektronu pāris, ko viena molekula vai atoms nodod otrai. Tā kā Verners pieļāva savienojumu esamību, ko neviens nekad nebija novērojis vai sintezējis, viņa teorija izraisīja aizdomas daudzos slavenos ķīmiķos, kuri uzskatīja, ka tā nevajadzīgi sarežģī ideju par ķīmisko struktūru un saitēm. Tāpēc nākamo divu desmitgažu laikā Verners un viņa līdzstrādnieki radīja jaunus koordinācijas savienojumus, kuru esamību paredzēja viņa teorija. Viņu radīto savienojumu vidū bija molekulas, kurām ir optiskā aktivitāte, tas ir, spēja novirzīt polarizēto gaismu, bet nesatur oglekļa atomus, kas, domājams, ir nepieciešami molekulu optiskajai aktivitātei.

1911. gadā Vernera sintēze no vairāk nekā 40 optiski aktīvajām molekulām, kas nesatur oglekļa atomus, pārliecināja ķīmisko kopienu par viņa teorijas pamatotību.

1913. gadā Verneram tika piešķirta Nobela prēmija ķīmijā, “atzinot viņa darbu pie atomu saišu rakstura molekulās, kas ļāva no jauna aplūkot iepriekšējo pētījumu rezultātus un pavēra jaunas iespējas pētnieciskajam darbam, īpaši neorganiskās ķīmijas nozare. Saskaņā ar Teodoru Nordstrēmu, kurš viņu pārstāvēja Zviedrijas Karaliskās Zinātņu akadēmijas vārdā, Vernera darbs "deva impulsu neorganiskās ķīmijas attīstībai", veicinot intereses atdzimšanu par šo jomu pēc tam, kad tā kādu laiku bija atstāta novārtā.

Struktūra un stereoķīmija

Sarežģītu savienojumu struktūra tiek aplūkota, pamatojoties uz koordinācijas teoriju, ko 1893. gadā ierosināja Šveices ķīmiķis Alfrēds Verners, Nobela prēmijas laureāts. Viņa zinātniskā darbība notika Cīrihes Universitātē. Zinātnieks sintezēja daudzus jaunus kompleksos savienojumus, sistematizēja iepriekš zināmos un jauniegūtos kompleksos savienojumus un izstrādāja eksperimentālas metodes to struktūras pierādīšanai.

Saskaņā ar šo teoriju kompleksie savienojumi atšķiras ar kompleksu veidotāju, ārējo un iekšējo sfēru. Kompleksu veidojošs līdzeklis parasti katjons vai neitrāls atoms. Iekšējā sfēra veido noteiktu skaitu jonu vai neitrālu molekulu, kas ir cieši saistītas ar kompleksveidotāju. Tos sauc ligandi... Ligandu skaits nosaka kompleksveidotāja koordinācijas numuru (CN). Iekšējā sfēra var būt ar pozitīvu, negatīvu vai nulles lādiņu.

Pārējie joni, kas neatrodas iekšējā sfērā, atrodas tālāk no centrālā jona, veidojot ārējās koordinācijas zona.

Ja ligandu lādiņš kompensē kompleksveidotāja lādiņu, tad šādus kompleksos savienojumus sauc par neitrāliem jeb neelektrolītu kompleksiem: tie sastāv tikai no kompleksveidotāja un iekšējās sfēras ligandiem. Šāds neitrāls komplekss ir, piemēram,.

Saitei starp centrālo jonu (atomu) un ligandiem var būt divējāda. No vienas puses, saite rodas elektrostatiskās pievilkšanās spēku dēļ. No otras puses, saiti starp centrālo atomu un ligandiem var izveidot ar donora-akceptora mehānismu, pēc analoģijas ar amonija jonu. Daudzos kompleksos savienojumos saiti starp centrālo jonu (atomu) un ligandiem rada gan elektrostatiskās pievilkšanās spēki, gan saite, kas veidojas kompleksveidotāja vientuļo elektronu pāru un ligandu brīvo orbitāļu dēļ.

Kompleksie savienojumi ar ārējo sfēru ir spēcīgi elektrolīti un ūdens šķīdumos gandrīz pilnībā sadalās ārējās sfēras kompleksā jonos un jonos.

Apmaiņas reakciju laikā kompleksie joni pāriet no viena savienojuma uz otru, nemainot to sastāvu.

Tipiskākie kompleksveidotāji ir d-elementu katjoni. Ligandas var būt:

a) polārās molekulas - NH 3, H 2 O, CO, NO;
b) vienkāršie joni - F -, Cl -, Br -, I -, H +;
c) kompleksie joni - CN -, SCN -, NO 2 -, OH -.

Stereoķīmijas jēdzieni tiek izmantoti, lai aprakstītu saistību starp sarežģītu savienojumu telpisko struktūru un to fizikāli ķīmiskajām īpašībām. Stereoķīmiskā pieeja ir ērts paņēmiens vielas īpašību attēlošanai, ņemot vērā konkrēta vielas struktūras fragmenta ietekmi uz īpašību.

Stereoķīmijas objekti ir kompleksie savienojumi, organiskās vielas, lielmolekulārie sintētiskie un dabiskie savienojumi. A. Verners, viens no koordinācijas ķīmijas pamatlicējiem, pielika lielas pūles, lai attīstītu neorganisko stereoķīmiju. Šī teorija ir stereoķīmija, kas joprojām ir koordinācijas ķīmijas atskaites punkts.

Koordinācijas savienojumu izomērija

Ir divu veidu izomēri:

1) savienojumi, kuros iekšējās sfēras sastāvs un koordinēto ligandu struktūra ir identiska (ģeometriskā, optiskā, konformācijas, koordinācijas pozīcija);

2) savienojumi, kuriem iespējamas atšķirības iekšējās sfēras sastāvā un ligandu struktūrā (jonizācija, hidratācija, koordinācija, ligands).

Telpiskā (ģeometriskā) izomērija

2. Pirmkārt, tiek aizpildītas orbitāles ar zemāku enerģiju.

Ņemot vērā šos noteikumus, kad d-elektronu skaits kompleksveidotājā ir no 1 līdz 3 vai 8, 9, 10, tos var izkārtot gar d-orbitālēm tikai vienā veidā (saskaņā ar Hunda likumu). Ar elektronu skaitu no 4 līdz 7 oktaedriskajā kompleksā ir iespējams vai nu ieņemt orbitāles, kas jau ir piepildītas ar vienu elektronu, vai arī aizpildīt brīvas dγ -orbitāles ar lielāku enerģiju. Pirmajā gadījumā enerģija būs nepieciešama, lai pārvarētu atgrūšanos starp elektroniem, kas atrodas vienā orbitālē, otrajā - lai pārietu uz augstākas enerģijas orbitāli. Elektronu orbitālais sadalījums ir atkarīgs no sadalīšanas (Δ) un elektronu savienošanas pārī (P) enerģijas attiecības. Pie zemām Δ vērtībām ("vājš lauks"), Δ vērtība var būt< Р, тогда электроны займут разные орбитали, а спины их будут параллельны. При этом образуются внешнеорбитальные (высокоспиновые) комплексы, характеризующиеся определённым магнитным моментом µ. Если энергия межэлектронного отталкивания меньше, чем Δ («сильное поле»), то есть Δ >P, notiek elektronu savienošanās pārī uz dε-orbitālēm un intraorbitālu (zema spina) kompleksu veidošanās, kuru magnētiskais moments µ = 0.

Pieteikums

Kompleksie savienojumi ir svarīgi dzīviem organismiem, jo ​​asins hemoglobīns veido kompleksu ar skābekli, lai to nogādātu šūnās, hlorofils augos ir komplekss.

Kompleksie savienojumi tiek plaši izmantoti dažādās nozarēs. Ķīmiskās metodes metālu ieguvei no rūdām ir saistītas ar CC veidošanos. Piemēram, lai atdalītu zeltu no iežiem, rūdu apstrādā ar nātrija cianīda šķīdumu skābekļa klātbūtnē. Metodi zelta ieguvei no rūdām, izmantojot cianīda šķīdumus, 1843. gadā ierosināja krievu inženieris P. Bagrations. Lai iegūtu tīru dzelzi, niķeli, kobaltu izmanto metālu karbonilu termisko sadalīšanu. Šie savienojumi ir gaistoši šķidrumi, kas viegli sadalās, atbrīvojoties attiecīgajiem metāliem.

Kompleksie savienojumi tiek plaši izmantoti analītiskajā ķīmijā kā indikatori.

Daudziem CS ir katalītiska aktivitāte, tāpēc tos plaši izmanto neorganiskajā un organiskajā sintēzē. Tādējādi sarežģītu savienojumu izmantošana ir saistīta ar iespēju iegūt dažādus ķīmiskos produktus: lakas, krāsas, metālus, fotomateriālus, katalizatorus, uzticamus līdzekļus pārtikas pārstrādei un konservēšanai utt.

Cianīda kompleksie savienojumi ir svarīgi elektroformēšanā, jo no parastā sāls nav iespējams iegūt tik spēcīgu pārklājumu, kā izmantojot kompleksus.

Saites

Literatūra

1. Akhmetovs N. S. Vispārējā un neorganiskā ķīmija. - M .: pabeigt skolu, 2003 .-- 743 lpp.
2. Glinka N.L. Vispārējā ķīmija. - M .: Augstskola, 2003 .-- 743 lpp.
3. Kiseļevs Yu.M. Koordinācijas savienojumu ķīmija. - M .: Integral-Press, 2008 .-- 728 lpp.

Kompleksie savienojumi

Stunda-lekcija 11.klase

Konkursam "Es eju uz stundu" prezentēto stundu pavadu 11. bioloģijas un ķīmijas klasē, kur ķīmijas mācībām tiek dotas 4 stundas nedēļā.

Es izvēlējos tēmu "Kompleksi savienojumi", pirmkārt, tāpēc, ka šai vielu grupai ir tikai liela nozīme dabā; otrkārt, daudzi LIETOŠANAS uzdevumi ietver kompleksu savienojumu jēdzienu; treškārt, šīs klases skolēni izvēlas ar ķīmiju saistītas profesijas un turpmāk tiksies ar kompleksu savienojumu grupu.

Mērķis. Veidot jēdzienu komplekso savienojumu sastāvs, klasifikācija, struktūra un nomenklatūras pamati; apsvērt to ķīmiskās īpašības un parādīt to nozīmi; paplašināt skolēnu izpratni par vielu daudzveidību.

Aprīkojums. Sarežģītu savienojumu paraugi.

Nodarbības plāns

es Laika organizēšana.

II. Jauna materiāla apgūšana (lekcija).

III. Mājasdarbu apkopošana un likšana.

Lekcijas plāns

1. Vielu daudzveidība.

2. A. Vernera koordinācijas teorija.

3. Sarežģītu savienojumu uzbūve.

4. Sarežģītu savienojumu klasifikācija.

5. Ķīmiskās saites raksturs kompleksos savienojumos.

6. Komplekso savienojumu nomenklatūra.

7. Ķīmiskās īpašības sarežģīti savienojumi.

8. Komplekso savienojumu vērtība.

NODARBĪBU LAIKĀ

I. Organizatoriskais moments

II. Jauna materiāla apgūšana

Vielu daudzveidība

Vielu pasaule ir daudzveidīga, un mēs jau esam pazīstami ar vielu grupu, kas pieder pie kompleksiem savienojumiem. Viņi sāka pētīt šīs vielas kopš 19. gadsimta, taču bija grūti saprast to struktūru no esošo ideju par valenci viedokļa.

A. Vernera koordinācijas teorija

1893. gadā Šveices neorganiskais ķīmiķis Alfrēds Verners (1866-1919) formulēja teoriju, kas ļāva izprast sarežģītu savienojumu uzbūvi un dažas īpašības. koordinācijas teorija *. Tāpēc kompleksos savienojumus bieži sauc par koordinācijas savienojumiem.

Savienojumus, kas ietver kompleksos jonus, kas eksistē gan kristālā, gan šķīdumā, sauc par kompleksiem jeb koordināciju.

Sarežģītu savienojumu struktūra

Saskaņā ar Vernera teoriju, centrālo vietu kompleksajos savienojumos parasti ieņem metāla jons, ko sauc par centrālo jonu, jeb kompleksveidotājs.

Kompleksa veidotājs - daļiņa (atoms, jons vai molekula), kas koordinē (sakārto) citus jonus vai molekulas ap sevi.

Kompleksu veidojošajam aģentam parasti ir pozitīvs lādiņš, ir d-elements, uzrāda amfoteriskas īpašības, koordinācijas skaitlis ir 4 vai 6. Ap kompleksveidotāju atrodas (koordinēti) molekulas vai skābes atlikumi - ligandi (pievienojumi).

Ligandes - daļiņas (molekulas un joni), ko koordinē kompleksveidotājs un kurām ir tiešas ķīmiskās saites ar to (piemēram, joni: Cl-, I-, NO3-, OH-; neitrālas molekulas: NH3, H2O, CO ).

Ligandi nav savienoti viens ar otru, jo starp tiem darbojas atgrūdoši spēki. Ja molekulas ir ligandi, starp tām ir iespējama molekulāra mijiedarbība. Ligandu koordinācija kompleksveidotāja tuvumā ir raksturīga iezīme kompleksie savienojumi (1. att.).

Koordinācijas numurs - tas ir ķīmisko saišu skaits, ko kompleksveidotājs veido ar ligandiem.

Rīsi. 2. Jona tetraedriskā struktūra -

Kompleksveidotāja koordinācijas skaitļa vērtība ir atkarīga no tā rakstura, oksidācijas pakāpes, ligandu rakstura un apstākļiem (temperatūras, koncentrācijas), kādos notiek kompleksa veidošanās reakcija. Koordinācijas skaitlim var būt vērtības no 2 līdz 12. Visizplatītākie ir koordinācijas skaitļi 4 un 6. Koordinācijas numuram 4 komplekso daļiņu struktūra var būt tetraedriska - (2. att.) un plakana kvadrāta formā. (3. att.). Sarežģītiem savienojumiem ar koordinācijas skaitli 6 ir oktaedriska struktūra 3– (4. att.).

Rīsi. 4. Jons 3 - oktaedriska struktūra

Kompleksu veidojošais līdzeklis un apkārtējie ligandi veido kompleksa iekšējā sfēra. Daļiņu, kas sastāv no kompleksveidotāja un apkārtējiem ligandiem, sauc par komplekso jonu. Attēlojot sarežģītus savienojumus, iekšējā sfēra (kompleksais jons) ir ierobežots ar kvadrātiekavām. Pārējās kompleksā savienojuma sastāvdaļas atrodas ārējā sfēra(5. att.).

Kopējam jonu lādiņam ārējā sfērā jābūt vienādam un pēc zīmes pretējai kompleksā jona lādiņam:

Sarežģītu savienojumu klasifikācija

Sarežģītu savienojumu un to īpašību daudzveidība neļauj izveidot vienotu klasifikāciju. Tomēr ir iespējams grupēt vielas pēc dažām individuālām īpašībām.

1) Pēc sastāva.

2) Pēc koordinēto ligandu veida.

a) Ūdens kompleksi- tie ir kompleksi katjoni, kuros ligandi ir H2O molekulas, tos veido metālu katjoni ar oksidācijas pakāpi +2 un vairāk, un spēja veidot ūdens kompleksus vienas periodiskās sistēmas grupas metālos samazinās no augšas uz leju. .

Ūdens kompleksu piemēri:

Cl 3, (NO 3) 3.

b) Hidroksokokompleksi Ir kompleksi anjoni, kuros ligandi ir hidroksīda joni OH -. Kompleksu veidotāji ir metāli, kuriem ir tendence uzrādīt amfoteriskas īpašības - Be, Zn, Al, Cr.

Piemēram: Na, Ba.

v) Amonjaks Ir sarežģīti katjoni, kuros NH3 molekulas ir ligandi. Kompleksu veidojošie līdzekļi ir d- elementi.

Piemēram: SO 4, Cl.

G) Acidokompleksi Ir sarežģīti anjoni, kuros ligandi ir neorganisko un organisko skābju anjoni.

Piemēram: K 3, Na 2, K 4.

3) Pēc iekšējās sfēras lādiņa.

Ķīmiskās saites raksturs sarežģītos savienojumos

Iekšējā sfērā starp kompleksveidotāju un ligandiem ir kovalentās saites, kuras cita starpā veido donora-akceptora mehānisms. Lai veidotos šādas saites, ir nepieciešamas brīvas orbitāles atsevišķās daļiņās (pieejamas kompleksveidotājā) un vientuļie elektronu pāri citās daļiņās (ligandos). Donora (elektronu piegādātāja) lomu pilda ligands, un akceptors, kas pieņem elektronus, ir kompleksveidotājs. Donora-akceptora saite rodas kompleksveidotāja brīvo valences orbitāļu pārklāšanās rezultātā ar donora piepildītajām orbitālēm.

Starp ārējo un iekšējo sfēru ir jonu saite. Sniegsim piemēru.

Berilija atoma elektroniskā struktūra:

Berilija atoma elektroniskā struktūra ierosinātā stāvoklī:

Berilija atoma elektroniskā struktūra kompleksā jona 2–:

Pārtrauktās bultiņas norāda uz fluora elektroniem; divas saites no četrām veido donora-akceptora mehānisms. Šajā gadījumā Be atoms ir akceptors, bet fluora joni ir donori, to brīvie elektronu pāri aizpilda hibridizētās orbitāles ( sp 3-hibridizācija).

Sarežģītu savienojumu nomenklatūra

Visplašāk izmantoto nomenklatūru iesaka IUPAC. Vārds kompleksais anjons sākas ar iekšējās sfēras sastāva apzīmējumu: ligandu skaits tiek apzīmēts ar grieķu cipariem: 2-di, 3-trīs, 4-tetra, 5-penta, 6-hex utt., kam seko nosaukumi: ligandi, kuriem savienojošais patskanis “o »: Cl - - hlor-, CN - - ciāngrupa, OH - - hidroksi u.c. Ja kompleksveidotājam ir mainīgs oksidācijas stāvoklis, tad tā oksidācijas pakāpe ir norādīta iekavās ar romiešu cipariem, bet nosaukums ar sufiksu -at: Zn - cinks. plkst, Fe - ferr plkst(III), Au - aur plkst(III). Pēdējo ģenitīvā gadījumā sauc par ārējās sfēras katjonu.

K 3 - kālija heksacianoferāts (III),

K 4 - kālija heksacianoferāts (II),

K 2 - kālija tetrahidroksozinkāts.

Savienojumu nosaukumi, kas satur komplekss katjons, tiek konstruēti no ārējās vides anjonu nosaukumiem, pēc kuriem norādīts ligandu skaits, dots liganda latīņu nosaukums (amonjaka molekula NH 3 - amīns, ūdens molekula H 2 O - aqua no latīņu nosaukuma ūdens) un kompleksu veidojošā elementa nosaukums krievu valodā; Romiešu cipari iekavās norāda kompleksu veidojošā elementa oksidācijas pakāpi, ja tas ir mainīgs. Piemēram:

SO 4 - tetraamīna vara (II) sulfāts,

Cl 3 - heksaakvaalumīnija hlorīds.

Sarežģītu savienojumu ķīmiskās īpašības

1. Šķīdumā kompleksie savienojumi uzvedas kā spēcīgi elektrolīti, t.i. pilnībā sadalās katjonos un anjonos:

Cl 2 = Pt (NH 3) 4] 2+ + 2Cl -,

K 2 = 2K + + 2–.

Šāda veida disociāciju sauc par primāro.

Sekundārā disociācija ir saistīta ar ligandu noņemšanu no kompleksā jona iekšējās sfēras:

2– PtCl 3 - + Cl -.

Sekundārā disociācija notiek pakāpeniski: kompleksie joni (2–) ir vāji elektrolīti.

2. Spēcīgu skābju iedarbībā notiek hidrokso kompleksu iznīcināšana, piemēram:

a) ar skābes trūkumu

Na3 + 3HCl = 3NaCl + Al(OH)3 + 3H2O;

b) ar skābes pārpalikumu

Na 3 + 6HCl = 3NaCl + AlCl 3 + 6H 2 O.

3. Visa amonjaka karsēšana (termolīze) noved pie tā sadalīšanās, piemēram:

SO 4 CuSO 4 + 4NH 3.

Sarežģītu savienojumu vērtība

Koordinācijas savienojumi dabā ir ārkārtīgi svarīgi. Pietiek pateikt, ka gandrīz visi fermenti, daudzi hormoni, zāles, bioloģiski aktīvās vielas ir sarežģīti savienojumi. Piemēram, asins hemoglobīns, kura dēļ skābeklis tiek pārnests no plaušām uz audu šūnām, ir sarežģīts savienojums, kas satur dzelzi (6. att.), un hlorofils, kas ir atbildīgs par fotosintēzi augos, ir komplekss magnija savienojums (att. . 7).

Ievērojama daļa dabisko minerālu, tostarp polimetālu rūdas un silikāti, ir arī koordinācijas savienojumi. Turklāt ķīmiskās metodes metālu ekstrakcijai no rūdām, jo ​​īpaši vara, volframa, sudraba, alumīnija, platīna, dzelzs, zelta un citiem, arī ir saistītas ar viegli šķīstošu, zemas kušanas vai gaistošu kompleksu veidošanos. Piemēram: Na 3 - kriolīts, KNa 3 4 - nefelīns (minerālvielas, kompleksi savienojumi, kas satur alumīniju).

Mūsdienu ķīmiskā rūpniecība plaši izmanto koordinācijas savienojumus kā katalizatorus lielmolekulāro savienojumu sintēzē, naftas ķīmiskajā apstrādē, skābju ražošanā.

III. Rezumēšana un iestudējums mājasdarbs

Mājasdarbs.

1) Sagatavot lekciju praktiskai nodarbībai par tēmu: "Kompleksie savienojumi".

2) Rakstiski aprakstiet šādus kompleksos savienojumus pēc to struktūras un klasificējiet tos pēc pazīmēm:

K 3, (NO 3) 3, Na 2, OH.

3) Uzrakstiet reakciju vienādojumus, ar kuriem varat veikt transformācijas:

* Par šīs jaunās zinātnes jomas atklāšanu A. Verneram 1913. gadā tika piešķirta Nobela prēmija.

Savienojumus sauc par kompleksiem, kuru kristālu mezglos atrodas kompleksi (sarežģīti joni), kas spēj pastāvēt neatkarīgi.

Sarežģītu savienojumu nozīme dažādām tehnoloģiju jomām ir ļoti liela. Lai attīstītu, tiek izmantota vielu spēja veidot sarežģītus savienojumus efektīvas metodesķīmiski tīru metālu iegūšana no rūdām, retajiem metāliem, ultratīriem pusvadītāju materiāliem, katalizatoriem, krāsvielām, medikamentiem, dabisko un notekūdeņu attīrīšana, katlakmens šķīdināšana tvaika ģeneratoros u.c.

Pirmie kompleksie savienojumi tika sintezēti 19. gadsimta vidū. Komplekso savienojumu teorijas pamatlicējs bija Šveices zinātnieks Verners, kurš 1893. gadā izstrādāja. koordinācijas teorija ... Lielu ieguldījumu sarežģīto savienojumu ķīmijā sniedza Krievijas zinātnieki L.A. Čugajevs, I.I. Čerņajevs un viņu skolēni.

Sarežģītu savienojumu struktūra:

1. Katrā kompleksā tiek izdalīti savienojumi iekšējās un ārējās sfēras... Iekšējo sfēru sauc par kompleksu. Rakstot sarežģītu savienojumu ķīmiskās formulas, iekšējā sfēra ir ievietota kvadrātiekavās. Piemēram, kompleksajos savienojumos a) K 2 [BeF 4], b) Cl 2 iekšējo sfēru veido atomu grupējumi - kompleksi a) [BeF 4] 2- un b) 2+, un ārējā sfēra ir , attiecīgi joni a) 2K + un b) 2Сl -.

2. Jebkura kompleksa savienojuma molekulā viens no joniem, parasti pozitīvi lādēts, vai iekšējās vides atoms ieņem centrālo vietu un tiek saukts. kompleksveidotājs... Kompleksa formulā (iekšējā sfēra) vispirms ir norādīts kompleksveidotājs. Dotajos piemēros tie ir joni a) Be 2+ un b) Zn 2+.

Kompleksu veidotāji ir atomi vai biežāk metālu joni, kas pieder pie p-, d-, f- elementiem un kuriem ir pietiekams skaits brīvo orbitāļu (Cu 2+, Pt 2+, Pt 4+, Ag +, Zn 2+, Al 3+ u.c.). ).

3. Ap kompleksveidotāju atrodas (vai, kā saka, koordinē) noteikts skaits pretēji lādētu jonu jeb elektriski neitrālu molekulu, t.s. ligandi(vai pievieno). Šajā gadījumā tās ir a) F joni un b) NH 3 molekulas.

Ligandi kompleksos savienojumos var būt anjoni F -, OH -, CN -, CNS -, NO 2 -, CO 3 2-, C 2 O 4 2- utt., neitrālas molekulas H 2 O, NH 3, CO, NĒ un utt.

Koordinācijas vietu skaitu, ko aizņem ligandi ap kompleksveidotāju (vienkāršākajā gadījumā ligandu skaits, kas ieskauj kompleksveidotāju), sauc. kompleksveidotāja koordinācijas numurs (c.h.). Dažādu kompleksveidotāju koordinācijas skaitļi svārstās no 2 līdz 12.

Raksturīgākie koordinācijas skaitļi šķīdumos un centrālā jona (kompleksu veidotāja) lādiņš ir salīdzināti zemāk:

Piezīme: pasvītroti biežāk sastopamie koordinācijas numuri gadījumos, kad ir iespējami divi dažādi veidi koordināciju.

Aplūkotajos piemēros kompleksveidotāju koordinācijas skaitļi ir: a) c.h. (Be 2+) = 4, b) c.h. (Zn 2+) = 4.

B. Tad viņi sauc neitrālo ligandu numurus un nosaukumus:

B. Pēdējo sauc par kompleksveidotāju ģenitīvā gadījumā ar norādi par tā oksidācijas pakāpi (iekavās ar romiešu cipariem aiz kompleksveidotāja nosaukuma).

Piemēram, Cl ir hlortriamīnplatīna (II) hlorīds.

Ja metāls veido jonu ar vienu oksidācijas pakāpi, tad to kompleksa nosaukumā var arī neiekļaut. Piemēram, Cl2 ir tetraamīncinka dihlorīds.

2. Kompleksā anjona nosaukums tiek veidots līdzīgā veidā, kompleksveidotāja latīņu nosaukuma saknei pievienojot sufiksu "at" (piemēram, ferāts, niķelāts, hromāts, kobalts, kuprāts u.c.). piemēram:

K 2 - kālija heksahlorplatināts (IV);

Ba 2 - tetrarodanodiamīna hromāta (III) bārijs;

K 3 - kālija heksacianoferāts (III);

K 2 - kālija tetrafluoroberilāts.

3. Neitrālu komplekso daļiņu nosaukumi veidojas tāpat kā katjoni, bet kompleksveidotāju sauc nominatīvā gadījumā, un tā oksidācijas pakāpe netiek norādīta, jo to nosaka kompleksa elektroneutralitāte. Piemēram:

dihlordiammīna platīns;

Niķeļa tetrakarbonils.

Sarežģītu savienojumu klasifikācija. Kompleksie savienojumi ir ļoti dažādi pēc struktūras un īpašībām. Viņu klasifikācijas sistēmas ir balstītas uz dažādiem principiem:

1. Pēc elektriskā lādiņa rakstura izšķir katjonus, anjonus un neitrālus kompleksus.

Kompleksu ar pozitīvu lādiņu sauc par katjonu, piemēram, 2+, ar negatīvu lādiņu - anjonu, piemēram, 2-, ar nulles lādiņu - par neitrālu, piemēram.

2. Pēc ligandu veida izšķir:

a) skābes, piemēram:

H ir ūdeņraža tetrahloraurāts (III);

H 2 - ūdeņraža heksahlorplatināts (IV);

b) iemesli, piemēram:

(OH) 2 - tetraamīna vara (II) hidroksīds;

OH ir diamīna sudraba hidroksīds;

c) sāļi, piemēram:

K 3 - kālija heksahidroksoalumināts;

Cl 3 - heksaakvahroma (III) hlorīds;

d) neelektrolīti, piemēram, dihlordiammīna platīns.

Ķīmisko saišu veidošanās kompleksos savienojumos. Pašlaik tiek izmantotas vairākas teorijas, lai izskaidrotu sarežģītu savienojumu veidošanos un īpašības:

1) valences saišu (MVS) metode;

2) kristāla lauka teorija;

3) molekulāro orbitāļu metode.

Saskaņā ar AIM veidojoties kompleksiem starp kompleksveidotāju un ligandiem, parādās kovalentā saite donora-akceptora mehānisms . Kompleksveidotājiem ir brīvas orbitāles, t.i. spēlēt akceptētāju lomu. Parasti saišu veidošanā ir iesaistītas dažādas kompleksveidotāja brīvās orbitāles, tāpēc notiek to hibridizācija. Ligandiem ir vientuļi elektronu pāri, un tie spēlē donoru lomu kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānismā.

Piemēram, apsveriet 2+ kompleksa veidošanos. Valences elektronu elektroniskās formulas:

Zn atoms - 3d 10 4s 2;

Cinka jonu kompleksveidotājs

Zn 2+ - 3d 10 4s 0

Kā redzams, cinka jonam ārējā elektroniskā līmenī ir četras brīvas tuvu enerģiju atomu orbitāles (viena 4s un trīs 4p), kurām tiks veikta sp 3 - hibridizācija; jonam Zn 2+ kā kompleksveidotājai c.n. = 4.

Cinka jonam mijiedarbojoties ar amonjaka molekulām, kuru slāpekļa atomos ir vientuļi elektronu pāri (: NH 3), veidojas komplekss:

Kompleksa telpisko struktūru nosaka kompleksveidotāja (šajā gadījumā tetraedra) atomu orbitāļu hibridizācijas veids. Koordinācijas numurs ir atkarīgs no kompleksveidotāja brīvo orbitāļu skaita.

Veidojot donora-akceptora saites kompleksos, var izmantot ne tikai s un p orbitāles, bet arī d orbitāles. Šajos gadījumos hibridizācija notiek, piedaloties d-orbitālēm. Tālāk esošajā tabulā parādīti daži hibridizācijas veidi un atbilstošās telpiskās struktūras:

Tādējādi MVS ļauj prognozēt kompleksa sastāvu un struktūru. Tomēr šī metode nevar izskaidrot tādas kompleksu īpašības kā izturība, krāsa un magnētiskās īpašības. Iepriekš minētās komplekso savienojumu īpašības apraksta kristāla lauka teorija.

Sarežģītu savienojumu disociācija šķīdumos. Kompleksā savienojuma iekšējā un ārējā sfēra ļoti atšķiras pēc stabilitātes.

Ārējā sfērā esošās daļiņas ir saistītas ar komplekso jonu galvenokārt ar elektrostatisko spēku palīdzību (jonu saite), un tās viegli sadalās ūdens šķīdumā, piemēram, spēcīgu elektrolītu joni.

Sarežģīta savienojuma disociāciju (sadalīšanos) ārējās sfēras jonos un kompleksā jonos (kompleksā) sauc. primārs. Tas notiek gandrīz pilnībā līdz beigām atbilstoši spēcīgu elektrolītu disociācijas veidam.

Piemēram, primārās disociācijas procesu kālija tetrafluoroberilāta šķīdināšanas laikā var uzrakstīt saskaņā ar shēmu:

K 2 [BeF 4] = 2K + + [BeF 4] 2-.

Ligandas kas atrodas kompleksā savienojuma iekšējā sfērā, ir saistīti ar kompleksveidotāju ar spēcīgām kovalentām saitēm, ko veido donora-akceptora mehānisms, un komplekso jonu disociācija šķīdumā parasti notiek nenozīmīgā mērā atkarībā no veida. vāju elektrolītu disociācija, ti ir atgriezeniska, līdz tiek izveidots līdzsvars. Tiek saukta kompleksa savienojuma iekšējās sfēras atgriezeniskā sabrukšana sekundārā disociācija. Piemēram, tetrafluoroberilāta jons disociējas tikai daļēji, ko izsaka vienādojums

[BeF 4] 2- D Be 2+ + 4F - (sekundārās disociācijas vienādojums).

Kompleksa disociāciju kā atgriezenisku procesu raksturo līdzsvara konstante, ko sauc kompleksa nestabilitātes konstante K n.

Attiecīgajam piemēram:

K n - tabulas (atsauces) vērtība. Nestabilitātes konstantes, kuru izteiksmēs ietilpst jonu un molekulu koncentrācijas, sauc par koncentrācijas konstantēm. Stingrāki un neatkarīgi no šķīduma sastāva un jonu stipruma ir K n, kas satur jonu un molekulu aktivitātes koncentrācijas vietā.

Dažādu kompleksu K n vērtības svārstās plašās robežās un var kalpot kā to stabilitātes mērs. Jo stabilāks ir kompleksais jons, jo mazāka ir tā nestabilitātes konstante.

Tātad, starp līdzīgiem savienojumiem ar dažādām nestabilitātes konstantu vērtībām

komplekss ir visstabilākais, un vismazāk stabils ir.

Tāpat kā jebkura līdzsvara konstante, nestabilitātes konstante ir atkarīgs tikai no kompleksa jona, kompleksveidotāja un ligandu, šķīdinātāja rakstura, kā arī no temperatūras un nav atkarīgs no vielu koncentrācijas (aktivitātes) šķīdumā.

Jo augstāki kompleksveidotāja un ligandu lādiņi un mazāki to rādiusi, jo augstāka ir kompleksu stabilitāte. . Sekundāro apakšgrupu metālu veidoto komplekso jonu stiprums ir lielāks nekā galveno apakšgrupu metālu veidoto jonu stiprums.

Sarežģīto jonu sadalīšanās process šķīdumā notiek daudzpakāpju veidā, secīgi likvidējot ligandus. Piemēram, vara (II) 2+ amonjaka jona disociācija notiek četros posmos, kas atbilst vienas, divu, trīs un četru amonjaka molekulu abstrakcijai:

Dažādu kompleksu jonu stipruma salīdzinošajam novērtējumam tiek izmantota nevis atsevišķu posmu disociācijas konstante, bet gan visa kompleksa vispārējā nestabilitātes konstante, ko nosaka, reizinot atbilstošās pakāpeniskās disociācijas konstantes. Piemēram, jona 2+ nestabilitātes konstante būs vienāda ar:

K H = K D1 · K D2 · K D3 · K D4 = 2,1 · 10 -13.

Kompleksu stiprības (stabilitātes) raksturošanai izmanto arī nestabilitātes konstantes reciproku, to sauc par stabilitātes konstanti (K mute) vai kompleksa veidošanās konstanti:

Kompleksa jona disociācijas līdzsvaru var novirzīt ligandu pārpalikums uz tā veidošanos, un viena no disociācijas produktu koncentrācijas samazināšanās, gluži pretēji, var izraisīt kompleksa pilnīgu iznīcināšanu.

Ar kvalitāti ķīmiskās reakcijas parasti tiek atrasti tikai ārējās sfēras joni vai kompleksie joni. Lai gan tas viss ir atkarīgs no sāls šķīdības (SP) reizinājuma, kura veidošanās noritētu ar atbilstošu šķīdumu pievienošanu kvalitatīvās reakcijās. To var pārbaudīt, pamatojoties uz tālāk norādītajām reakcijām. Ja uz šķīdumu, kas satur kompleksu jonu +, iedarbojas ar kāda hlorīda šķīdumu, tad nogulsnes neveidojas, lai gan, pievienojot hlorīdus, no parasto sudraba sāļu šķīdumiem izgulsnējas sudraba hlorīda nogulsnes.

Acīmredzot sudraba jonu koncentrācija šķīdumā ir pārāk zema, lai, ievadot tajā pat hlorīda jonu pārpalikumu, būtu iespējams sasniegt sudraba hlorīda šķīdības produkta vērtību (PR AgCl = 1,8 · 10). -10). Taču pēc kālija jodīda kompleksa pievienošanas šķīdumam izgulsnējas sudraba jodīda nogulsnes. Tas pierāda, ka sudraba joni joprojām atrodas šķīdumā. Lai cik maza būtu to koncentrācija, ar to izrādās pietiekoši nogulumu veidošanai, jo PR AgI = 1 · 10 -16, t.i. ievērojami mazāk nekā sudraba hlorīds. Tādā pašā veidā, iedarbojoties ar H 2 S šķīdumu, tiek iegūtas sudraba sulfīda Ag 2 S nogulsnes, kuru šķīdības reizinājums ir 10 -51.

Notiekošo reakciju jonu molekulārie vienādojumi ir šādi:

I - D AgI ↓ + 2NH 3

2 + + H 2 S D Ag 2 S ↓ + 2NH 3 + 2NH 4 +.

Sarežģītus savienojumus ar nestabilu iekšējo sfēru sauc par dubultsāļiem. Tie tiek apzīmēti atšķirīgi, proti, kā molekulu savienojumi. Piemēram: CaCO 3 · Nа 2 CO 3; CuCl 2 · KCl; KCl · MgCl 2; 2NaСl · СoСl 2. Dubultie sāļi var uzskatīt par savienojumiem, kuru kristāliskā režģa mezglos ir vienādi anjoni, bet dažādi katjoni; ķīmiskās saites šajos savienojumos pārsvarā ir jonu sastāvs, tāpēc tās atrodas ūdens šķīdumi tie gandrīz pilnībā sadalās atsevišķos jonos. Ja, piemēram, kālija un vara (II) hlorīds tiek izšķīdināts ūdenī, tad disociācija notiek kā spēcīgs elektrolīts:

CuCl 2 KCl = Cu 2+ + 3Cl - + K +.

Visus jonus, kas veidojas dubultsāls šķīdumā, var noteikt, izmantojot atbilstošas ​​kvalitatīvas reakcijas.

Reakcijas sarežģītu savienojumu šķīdumos. Līdzsvara nobīdi apmaiņas reakcijās elektrolītu šķīdumos ar sarežģītu jonu piedalīšanos nosaka tie paši noteikumi kā vienkāršu (nesarežģītu) elektrolītu šķīdumos, proti: līdzsvars mainās virzienā uz iespējami pilnīgāku jonu saistīšanos ( kompleksveidotājs, ligandi, ārējās sfēras joni), kas izraisa nešķīstošu, vāji šķīstošu vielu vai vāju elektrolītu veidošanos.

Šajā sakarā sarežģītu savienojumu šķīdumos ir iespējamas reakcijas:

1) jonu apmaiņa ārējā sfērā, kurā kompleksā jona sastāvs paliek nemainīgs;

2) intrasfēras apmaiņa.

Pirmais reakcijas veids tas tiek realizēts gadījumos, kad tas noved pie nešķīstošu un slikti šķīstošu savienojumu veidošanās. Piemērs varētu būt attiecīgi K 4 un K 3 mijiedarbība ar katjoniem Fe 3+ un Fe 2+, kas rada Prūsijas zilās Fe 4 3 un Turnbull zilās Fe 3 2 nogulsnes:

3 4- + 4Fe 3+ = Fe 4 3 ↓,

Prūšu zils

2 3- + 3Fe 2+ = Fe 3 2 ↓.

pagrieziena zils

Divu veidu reakcijas ir iespējamas gadījumos, kad tas noved pie stabilāka kompleksa veidošanās, t.i. ar mazāku K n vērtību, Piemēram:

2S2O32-D3- + 2NH3.

K n: 9,3 · 10 -8 1 · 10 -13

Pie tuvām K n vērtībām šāda procesa iespējamību nosaka konkurējošā liganda pārpalikums.

Sarežģītiem savienojumiem iespējamas arī redoksreakcijas, kas notiek, nemainot kompleksā jona atomu sastāvu, bet mainoties tā lādiņam, piemēram:

2K 3 + H 2 O 2 + 2 KOH = 2 K 4 + O 2 + 2 H 2 O.

С 5. Kopā ar to veidojas ligandi, kas tieši saistīti ar kompleksveidotāju iekšējais kompleksa (koordinācijas) sfēra... Tātad kompleksajā katjonā 2+ iekšējo sfēru veido kompleksveidotāja atoms - varš (II) un ar to tieši saistītās amonjaka molekulas. Iekšējā sfēra ir apzīmēta ar kvadrātiekavām: 3 , 2 , 2 . Atkarībā no ligandu kopējā lādiņa un kompleksveidotāja attiecības, iekšējā sfēra var būt pozitīvi uzlādēts piemēram, 3+, vai nu negatīvs, piemēram, 3 , vai nulles maksa, piemēram, kā 0.

Veidojas joni, kas neitralizē iekšējās sfēras lādiņu, bet nav kovalenti saistīti ar kompleksveidotāju kompleksā savienojuma ārējā sfēra... Piemēram, kompleksajā savienojumā Cl 2 ārējā sfērā atrodas divi Cl  joni:

Ārējās sfēras joni Cl  ir lielākā attālumā no kompleksveidotāja nekā NH 3 molekula, citiem vārdiem sakot, attālums Zn - Cl ir lielāks par Zn - N ķīmiskās saites garumu Turklāt 2+ kompleksā katjona un Cl  hlorīda jonu ķīmiskā saite ir jonu , savukārt amonjaka molekulas NH 3, kas nonāk iekšējā sfērā, veido kovalentās saites ar Zn (II) kompleksveidotāju saskaņā ar donora-akceptora mehānismu (slāpekļa atomi NH 3 ir vientuļo elektronu pāru donori). Tātad atšķirība starp iekšējās sfēras ligandi un ārējās sfēras joniļoti nozīmīgi.

(OH) 2 un K 2 ārējās sfēras joni ir attiecīgi OH  un K +. Ir pilnīgi skaidrs, ka neitrālos kompleksos 0 un 0 nav ārējās sfēras.

С 5. Parasti ārējo sfēru veido vienkārša monatomisks vai poliatomiskie joni... Taču ir gadījumi, kad KP sastāv no no divām vai vairākām iekšējām sfērām, pildot savienojuma katjonu un anjonu daļu funkcijas. Šeit katra no iekšējām sfērām ir ārpus otras... Piemēram, savienojumos un 2 formāli ārējās sfēras jonu funkcijas var veikt:

Sarežģītie katjoni 2+ un 2+,

Kompleksie anjoni 2  un 4 

1.6. Daudzkodolu kompleksi

С 8. Ja kompleksais jons vai neitrālais komplekss satur divi vai vairāki kompleksveidotāji, tad šo kompleksu sauc daudzkodolu... Starp daudzkodolu kompleksiem ir tilts, klasteris un daudzkodolu kompleksi jaukts tips.

Kompleksveidotāja atomus var saistīt viens ar otru, izmantojot savienojošie ligandi, kuru funkcijas pilda joni OH , Cl , NH 2 , O 2 2 , SO 4 2  un daži citi. Tātad kompleksajā savienojumā (NH 4) 2 tilts kalpot bidentāta (2 saites) hidroksīda ligandi:

Ja kompleksveidotāja atomi ir tieši saistīti viens ar otru, daudzkodolu kompleksu sauc par klastera veids... Tādējādi klasteris ir komplekss anjons 2 

kas īsteno četrkāršā saite Re - Re:viena σ-saite, divas π-saite un viena δ-saite . Īpaši liels skaits klasteru kompleksu sastopams starp atvasinājumiem d- elementi.

Daudzkodolu kompleksi jaukts tips satur kā saiti kompleksveidotājs-kompleksējošs līdzeklis un tilts ligandi. Jaukta tipa kompleksa piemērs ir kobalta karbonilkomplekss ar šādu struktūru:

Ir viena Co-Co saite un divi divzobu CO karbonila ligandi, kas savieno kompleksus veidojošos atomus.