Общие сведения о комплексных соединениях

Июль 30, 2022

Главная
Химия
Общие сведения о комплексных соединениях

Содержание

2. Система комплексообразователь–лиганды называется внутренней координационной сферой, обычно отделяемой квадратными скобками от внешней координационной сферы: K4[Fe(CN)6], [Cr(NH3)6]Cl3,
3. Комплексообразователь Образование комплексного иона или нейтрального комплекса можно представить себе в виде обратимой реакции общего типа:
4. Константы равновесия Ступенчатые и общие константы образования (устойчивости) и нестойкости комплексных ионов соотносятся друг с другом
5. Hg2+ + Cl− = [HgCl]+; K1 = 1,85 . 105 [HgCl]+ + Cl− = [HgCl2]; K2
6. Как правило, ступенчатые константы устойчивости уменьшаются по мере возрастания числа лигандов. Основные причины: -возрастание пространственных затруднений
8. Основные методы, описывающие химическую связь в комплексных соединениях: -МВС -ТКП -ММО
9. Метод валентных связей Положения метода МВС: 1) Связь между КО и лигандами образуется по донорно-акцепторному механизму,
10. Геометрическое строение и тип гибридизации комплексных ионов:
11. 3) Заполнение электронными парами лигандов орбиталей комплексообразователя возможно по 2м вариантам: а) Заполнение пустых орбиталей комплексообразователя
12. Вариант выбирается по сравнению двух энергий: Е связи - выигрыш энергии за счет образования связи Е
13. Спектрохимический ряд лигандов I– лиганды слабого поля (работает правило Хунда) NH3 лиганды сильного поля (правило Хунда
14. Например, [Co(NH3)4CO3]NO3
15. 4) Магнитные свойства комплексных ионов: а) отсутствие неспаренных электронов характеризует диамагнитные свойства комплексного иона б) наличие
16. [NiBr4]2− Niº [Ar]3d84s24p0 Ni2+ [Ar]3d84s0 4p0 Br– - лиганд слабого поля
17. [Ni(CN)4]2− CN– - лиганд сильного поля
18. [Ni(CN)5] 3– образуется в условиях избытка лиганда. Устойчивый диамагнитный комплекс имеет форму квадратной пирамиды.
19. [Niº(CO)4]
20. Дативная связь: а) донорно – акцепторная связь, где донор – комплексообразователь акцептор – лиганд (разрыхляющие МО
21. МВС не дает ответа на вопрос, какой вид комплекса образуется в каждом конкретном случае, так как
22. Теория кристаллического поля (ТКП) ТКП пришла на смену теории валентных связей в 40-х годах XX столетия.
23. Рассмотрим наиболее распространенные комплексы – октаэдрические и тетраэдрические.
25. В центре октаэдра находится атом-КО с электронами на d-атомных орбиталях, а в его вершинах – L
26. Таким образом, пятикратно вырожденные d-АО КО, попадая в октаэдрическое поле лигандов, подвергаются расщеплению на две группы
28. Разность энергий двух новых подуровней dε и dγ получила название параметра расщепления Δ0, показывающего выигрыш энергии:
29. Для сохранения общей энергии должно выполняться равенство: 4(Е2 – Е0) = 6(Е0 – Е1), где 4
30. Энергия стабилизации кристаллическим полем ЭСКП – выигрыш энергии за счет заполнения низких по энергии d-уровней относительно
31. Изучение параметра расщепления, как правило, основано на спектроскопических исследованиях. Параметр расщепления зависит от: типа лиганда Чем
32. 2) степени окисления и природы КО. В комплексах, включающих КО одного и того же периода и
33. 3) заряда ядра атома – КО При увеличении заряда ядра КО Δ0 тоже растет. [Co(NH3)6]3+,- 22900
34. При этом независимо от значения параметра расщепления первые три электрона занимают квантовые ячейки dε-подуровня:
37. При восьмиэлектронной конфигурации и далее различия в строении между комплексами с L слабого и сильного поля
38. Рассмотрим электронное строение октаэдрических комплексных ионов [Co(NH3)6]3+ и [CoF6]3− : Co0 [Ar]3d74s2 Co3+ [Ar]3d64s0 F− –
40. Цветность комплексных соединений Многие КС в кристаллическом состоянии и водном растворе отличаются яркой окраской. ТКП позволяет
41. Если через раствор (кристалл) вещества пропускать свет видимой части спектра (410 -720 нм), то возможны три
42. Таким образом, цвет раствора или кристаллов определяется частотой полос поглощения видимого света:
43. Длины волн полос поглощения комплексов λ в кристаллическом состоянии или в растворе, обусловленные переходом электронов с
44. Например, при пропускании света через водный раствор, содержащий ионы [Ti(H2O)6]3+, обнаруживается полоса поглощения света в желто-зеленой
45. Если комплексообразователь имеет электронную конфигурацию d0 или d10, то переходы электронов с dε- на dγ-подуровень или
46. В отличие от МВС, ТКП, основываясь на электронной конфигурации центрального атома, положении лигандов в спектрохимическом ряду
47. Уже с середины 50-х годов упрощенная ТКП поля была заменена усовершенствованной теорией поля лигандов, учитывающей ковалентный
48. Для комплекса волновая функция молекулярной орбитали ψмо представляет собой линейную комбинацию, состоящую из волновых функций орбитали
49. Схемы МО октаэдрических комплексов: высокоспинового [FeF6]4– (a) и низкоспинового [Fe(CN)6]4– (б).
50. Шесть σ-орбиталей L объединяются в 6 групповых орбиталей, каждая из которых может перекрываться только с одной
51. В отличие от ТКП здесь более обоснована стабильность комплексного иона, определяющаяся, главным образом, энергией образования 6
53. Скачать презентацию

Слайд 2

Система комплексообразователь–лиганды называется внутренней координационной сферой, обычно отделяемой квадратными скобками от

внешней координационной сферы: K4[Fe(CN)6], [Cr(NH3)6]Cl3, [PtCl2(NH3)2], [Cr(CO)6].
Лигандами могут быть различные неорганические и органические ионы и молекулы. Важнейшими лигандами являются ионы CN−, F− , Cl−, Br−, I−, ΝΟ2−, OH−, SO3S2−, C2O42−, CO32−, молекулы H2O, NH3, CO, карбамида (NH2)2CO, органических соединений – этилендиамина NH2CH2CH2NH2, α-аминоуксусной кислоты NH2CH2COOH и другие.

Слайд 3

Комплексообразователь
Образование комплексного иона или нейтрального комплекса можно представить себе в

виде обратимой реакции общего типа:
M + n L = [MLn]
где M – нейтральный атом, положительно или отрицательно заряженный условный ион, объединяющий (координирующий) вокруг себя другие атомы, ионы или молекулы L. Атом M получил название комплексообразователя или центрального атома.

Слайд 4

Константы равновесия
Ступенчатые и общие константы образования (устойчивости) и нестойкости комплексных ионов

соотносятся друг с другом как обратные величины:
βn(уст) = 1 / β n(нест)
Kn(уст) = 1 / Kn(нест)
βn = K1·K2· ... ·Kn
lg βn = lgK1+lgK2+... +lgKn

Слайд 5

Hg2+ + Cl− = [HgCl]+; K1 = 1,85 . 105
[HgCl]+

+ Cl− = [HgCl2]; K2 = 3,2 . 107
[HgCl2] + Cl− = [HgCl3]− ; K3 = 14
[HgCl3]− + Cl− = [HgCl4]2− ; K4 = 10
Hg2+ + 4Cl– = [HgCl4]2–; β4 = 8,3 . 1014
Общая константа устойчивости показывает отсутствие склонности к полной диссоциации комплексного иона.
Ступенчатая константа устойчивости свидетельствует о стабильности отдельных форм комплексных ионов или нейтральных комплексов.

Слайд 6

Как правило, ступенчатые константы устойчивости уменьшаются по мере возрастания числа лигандов.

Основные причины:
-возрастание пространственных затруднений в размещении вокруг комплексообразователя все большего числа лигандов.
-электростатическое отталкивание одноименно заряженных лигандов.
Однако бывают и исключения, например, уже указанные выше хлоридные комплексы ртути (II).

Слайд 7

Слайд 8

Основные методы, описывающие химическую связь в комплексных соединениях:
-МВС
-ТКП
-ММО

Слайд 9

Метод валентных связей
Положения метода МВС:
1) Связь между КО и

лигандами образуется по донорно-акцепторному механизму, связь электростатическая
Доноры - неподеленные электронные пары лигандов Акцептор - свободные валентные орбитали иона (или атома) КО
E(n-1)d ≈ Ens ≈ Enp ≈ End
Образующиеся ковалентные связи относятся к σ – типу
2) Орбитали КО, участвующие в образовании σ – связей, подвергаются гибридизации, что обеспечивает минимальное отталкивание лигандов друг от друга.

Слайд 10

Геометрическое строение и тип гибридизации комплексных ионов:

Слайд 11

3) Заполнение электронными парами лигандов орбиталей комплексообразователя возможно по
2м вариантам:
а) Заполнение

пустых орбиталей комплексообразователя без изменения его исходной электронной конфигурации (по правилу Хунда).
б) Заполнение пустых орбиталей комплексообразователя после спаривания его валентных электронов (против правила Хунда).

Слайд 12

Вариант выбирается по сравнению двух энергий:
Е связи - выигрыш энергии за

счет образования связи
Е пары - затраты энергии на спаривание валентных электронов КО
Если Е связи < Е пары – валентные электроны КО положение не меняют L – слабого поля
высокоспиновое состояние (внешнеорбитальное)
Если Е связи > Е пары – валентные электроны КО спариваются L – сильного поля
низкоспиновое состояние (внутреннеорбитальное)

Слайд 13

Спектрохимический ряд лигандов
I–лиганды слабого поля (работает правило

Хунда)
NH3 < en < NO2– < CN– ≈ NO < CO
лиганды сильного поля (правило Хунда не работает)
Дентантность – координационная емкость лигандов.
Дидентантные лиганды: en, CO32–, SO42–, S2–, C2O42– и др.

Слайд 14

Например, [Co(NH3)4CO3]NO3

Слайд 15

4) Магнитные свойства комплексных ионов:
а) отсутствие неспаренных электронов характеризует диамагнитные свойства

комплексного иона
б) наличие неспаренных электронов характеризует парамагнитные свойства комплексного иона
магнитный момент:
µ = (n·(n+2))1/2 мБ (магнетоны Бора)
Ферромагнитные свойства характерны для металлов – Feº, Coº, Niº
Рассмотрим в качестве примеров комплексные соединения никеля:

Слайд 16

[NiBr4]2−
Niº [Ar]3d84s24p0
Ni2+ [Ar]3d84s0 4p0
Br– - лиганд слабого поля

Слайд 17

[Ni(CN)4]2−
CN– - лиганд сильного поля

Слайд 18

[Ni(CN)5] 3– образуется в условиях избытка лиганда.
Устойчивый диамагнитный комплекс имеет форму

квадратной пирамиды.

Слайд 19

[Niº(CO)4]

Слайд 20

Дативная связь:
а) донорно – акцепторная связь, где
донор – комплексообразователь
акцептор –

лиганд (разрыхляющие МО карбонила)
б) ковалентная π – связь, не участвующая в гибридизации
Правило Сиджвика: стехиометрия карбонилов такова, что неподеленные пары лигандов СО достраивают электронную оболочку комплексообразователя до оболочки ближайшего благородного газа.

Слайд 21

МВС не дает ответа на вопрос, какой вид комплекса образуется в

каждом конкретном случае, так как он не учитывает влияния природы лиганда.
Поэтому этот метод должен обязательно дополняться данными:
- о магнитных свойствах комплекса
- о влиянии лиганда на характер образующегося комплекса.

Слайд 22

Теория кристаллического поля (ТКП)
ТКП пришла на смену теории валентных связей в

40-х годах XX столетия.
Основные положения теории:
Связь между КО и L рассматривается как электростатическая
L считаются точечными ионами или диполями, их электронное строение не рассматривается
L и КО считаются жестко закрепленными
Подробно рассматривается электронное строение КО.

Слайд 23

Рассмотрим наиболее распространенные комплексы – октаэдрические и тетраэдрические.

Слайд 24

Слайд 25

В центре октаэдра находится атом-КО с электронами на d-атомных орбиталях, а

в его вершинах – L в виде точечных отрицательных зарядов. В ионе Э+x, не связанном с L, энергии всех пяти d-АО одинаковы (т.е. АО вырожденные).
Однако в октаэдрическом поле лигандов d-АО КО попадают в неравноценное положение. Атомные орбитали d(z2) и d(x2- y2), вытянутые вдоль осей координат, ближе всего подходят к L. Между этими орбиталями и L, находящимися в вершинах октаэдра, возникают силы отталкивания, приводящие к увеличению энергии орбиталей. Иначе говоря, данные атомные орбитали подвергаются максимальному воздействию поля лигандов.

Слайд 26

Таким образом, пятикратно вырожденные d-АО КО, попадая в октаэдрическое поле лигандов,

подвергаются расщеплению на две группы новых орбиталей – трехкратно вырожденные орбитали с более низкой энергией, d(xy), d(xz) и d(yz), и двукратно вырожденные орбитали с более высокой энергией, d(z2) и d(x2−y2). Эти новые группы d-орбиталей с более низкой и более высокой энергией обозначают dε и dγ:

Слайд 27

Слайд 28

Разность энергий двух новых подуровней dε и dγ получила название параметра

расщепления Δ0, показывающего выигрыш энергии:
E2 – E1 = Δ0
Расположение двух новых энергетических подуровней dε и dγ по отношению к исходному (d-АО) на энергетической диаграмме несимметричное:
(Е2 – Е0) > (Е0 – Е1)

Слайд 29

Для сохранения общей энергии должно выполняться равенство:
4(Е2 – Е0) =

6(Е0 – Е1),
где 4 и 6 – максимальное число электронов на dγ- и dε-АО. Или по количеству атомных орбиталей:
5Еd = 2dγ + 3dε
Е0 – Е1 = 2/5Δ0
Т.е. размещение каждого электрона из 6 максимально возможных на dε-орбитали вызывает уменьшение (выигрыш) энергии на 2/5 Δ0.
Е2 – Е0 = 3/5Δ0
Наоборот, размещение каждого электрона из четырех возможных на dγ-орбитали вызывает увеличение (затрату) энергии на 3/5 Δ0.

Слайд 30

Энергия стабилизации кристаллическим полем
ЭСКП – выигрыш энергии за счет заполнения

низких по энергии d-уровней относительно нерасщепленных d – орбиталей.
ЭКСП = 2/5·n·Δ0 – 3/5·n·Δ0 , если L–слабого поля
ЭКСП = 2/5·n·Δ0–3/5·n·Δ0 – Есвязи, если L–сильного поля
Δ0 - см–1, что приближенно отвечает 12 Дж/моль,
Е - кДж/моль
Если заселить электронами dε- и dγ-орбитали полностью, то никакого выигрыша и затрат энергии не будет.

Слайд 31

Изучение параметра расщепления, как правило, основано на спектроскопических исследованиях.
Параметр расщепления

зависит от:
типа лиганда
Чем сильнее поле лигандов, чем больше значение Δ0.
I–[Cr(H2O)6]3+ 207.4
[Cr(NH3)6]3+ 257.7
[Cr(CN)6]3– 318.5 кДж/моль

Слайд 32

2) степени окисления и природы КО. В комплексах, включающих КО одного

и того же периода и в одинаковой степени окисления, с одними и теми же L, Δ0 примерно одинаков.
С ростом степени окисления КО значение Δ0 увеличивается.
[Mn(H2O)6]2+ - 7800 см−1
[Μn(Η2O)6]3+ - 13700 см−1

Слайд 33

3) заряда ядра атома – КО
При увеличении заряда ядра КО Δ0

тоже растет.
[Co(NH3)6]3+,- 22900
[Rh(NH3)6]3+ - 34100
[Ir(NH3)6]3+ - 41000 см-1
Рассмотрим распределение электронов по dε- и dγ-орбиталям в октаэдрическом поле лигандов.

Слайд 34

При этом независимо от значения параметра расщепления первые три электрона занимают

квантовые ячейки dε-подуровня:

Слайд 35

Слайд 36

Слайд 37

При восьмиэлектронной конфигурации и далее различия в строении между комплексами с

L слабого и сильного поля исчезают:

Слайд 38

Рассмотрим электронное строение октаэдрических комплексных ионов [Co(NH3)6]3+ и [CoF6]3− :
Co0 [Ar]3d74s2
Co3+

[Ar]3d64s0
F− – лиганд слабого поля, образуется высокоспиновый комплекс
NH3 - лиганд сильного поля, образуется низкоспиновый комплекс

Слайд 39

Слайд 40

Цветность комплексных соединений
Многие КС в кристаллическом состоянии и водном растворе

отличаются яркой окраской. ТКП позволяет объяснить появление той или иной окраски у КС.
Цветность объясняется взаимодействием света с электронами, находящимися на dε-подуровне, сопровождаемое их переходом на вакантные орбитали dγ-подуровня.

Слайд 41

Если через раствор (кристалл) вещества пропускать свет видимой части спектра (410

-720 нм), то возможны три варианта:
отсутствие поглощения света любой длины волны (образец вещества бесцветен, хотя может иметь полосы поглощения в ультрафиолетовой области спектра)
полное поглощение света во всем интервале длин волн (образец будет казаться черным)
поглощение света только определенной длины волны (тогда образец будет иметь цвет, дополнительный к поглощенному узкому участку спектра).

Слайд 42

Таким образом, цвет раствора или кристаллов определяется частотой полос поглощения видимого

света:

Слайд 43

Длины волн полос поглощения комплексов λ в кристаллическом состоянии или в

растворе, обусловленные переходом электронов с dε- на dγ-АО, связаны с параметром расщепления Δ0:
Δ0 = Е2 – Е1 = h · ν = h · (c / λ) = h · c · ν,
где
волновое число ν, см–1 ( 1кДж/моль = 83.593 см–1)
постоянная Планка h = 6.626 · 10−34 Дж · с;
скорость света с = 3 ·1010 см/с.

Слайд 44

Например, при пропускании света через водный раствор, содержащий ионы [Ti(H2O)6]3+, обнаруживается

полоса поглощения света в желто-зеленой области спектра (20300 см−1, λ ≈ 500 нм). Это связано с переходом единственного электрона комплексообразователя с dε-АО на dγ-подуровень:

Слайд 45

Если комплексообразователь имеет электронную конфигурацию d0 или d10, то переходы электронов

с dε- на dγ-подуровень или наоборот невозможны либо из-за отсутствия электронов, либо из-за отсутствия вакантных орбиталей. Поэтому растворы комплексов с такими КО, как Sc(III), Cu(I), Zn(II), Cd(II) и т.п., не поглощают энергии в видимой части спектра и кажутся бесцветными:

Слайд 46

В отличие от МВС, ТКП, основываясь на электронной конфигурации центрального атома,

положении лигандов в спектрохимическом ряду и симметрии комплекса, позволяет не только объяснять, но и предсказывать магнитные и спектроскопические свойства комплексов.
С физической точки зрения ТКП является весьма приближенной, т.к. учитывает только электростатическое взаимодействие между КО и L. ТКП не дает объяснения устойчивости комплексов с электронными конфигурациями центрального атома d0 и d10, однако существование подобных комплексов легко объяснимо с позиций ММО.

Слайд 47

Уже с середины 50-х годов упрощенная ТКП поля была заменена усовершенствованной

теорией поля лигандов, учитывающей ковалентный характер химических связей между КО и L.
Наиболее строгое объяснение природы связи в КС достигается применением метода молекулярных орбиталей (ММО).
Этот метод значительно сложнее ТКП; расчет энергии связи в КС по ММО требует использования мощных ЭВМ.
ММО применительно к КС позволяет более строго описать их электронное строение и называется теорией поля лигандов (ТПЛ).

Слайд 48

Для комплекса волновая функция молекулярной орбитали ψмо представляет собой линейную комбинацию,

состоящую из волновых функций орбитали центрального атома металла ϕм и групповой орбитали лигандов Σcϕl (линейная комбинация определенных орбиталей лигандов): где α и β – коэффициенты, выбираемые, как и коэффициенты с, с помощью вариационного метода.

Слайд 49

Схемы МО октаэдрических комплексов: высокоспинового [FeF6]4– (a) и низкоспинового [Fe(CN)6]4– (б).

Слайд 50

Шесть σ-орбиталей L объединяются в 6 групповых орбиталей, каждая из которых

может перекрываться только с одной из шести АО металла, направленных к вершинам октаэдра: dx²–y², dz², px, py, pz и s. Каждое попарное перекрывание приводит к образованию одной связывающей и одной разрыхляющей МО. Орбитали dxy, dxz, dyz (dε) не направлены к вершинам октаэдра, поэтому они не могут участвовать в образовании σ-МО и остаются несвязывающими.
Электронные пары лигандов занимают связывающие МО, а d-электроны могут занять несвязывающие (π) и разрыхляющие σ*-орбитали.

Слайд 51

В отличие от ТКП здесь более обоснована стабильность комплексного иона, определяющаяся,

главным образом, энергией образования 6 двухэлектронных связей. Разность между несвязывающими π-МО и разрыхляющими σ*-МО соответствуют параметру расщепления Δ. На 5 орбиталях размещаются d-электроны КО, причем в зависимости от величины параметра расщепления Δ возникают как высокоспиновые комплексы – [FeF6]4–(π)4(σ*)2, так и низкоспиновые – [Fe(CN)6]4–(π)6.
В рамки ММО укладываются и ТКП (расщепление d-орбиталей на dε и dγ), и МВС, т.к. связывающие орбитали уже не являются чистыми орбиталями L, а принадлежат и центральному атому.

Общие сведения о комплексных соединениях

Содержание

Система комплексообразователь–лиганды называется внутренней координационной сферой, обычно отделяемой квадратными скобками от

Комплексообразователь Образование комплексного иона или нейтрального комплекса можно представить себе в

Константы равновесияСтупенчатые и общие константы образования (устойчивости) и нестойкости комплексных ионов

Hg2+ + Cl− = [HgCl]+; K1 = 1,85 . 105 [HgCl]+