Monimutkaiset yhdisteet

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 7.6.2022 tarkistetusta versiosta . vahvistus vaatii 1 muokkauksen .

Monimutkaiset yhdisteet ( lat.  complexus  - yhdistelmä, ympärysmitta) tai koordinaatioyhdisteet ( lat.  co  - "yhdessä" ja ordinatio  - "järjestys") ovat yhdisteitä (neutraalit molekyylit tai ionit ), jotka muodostuvat tiettyyn ioniin kiinnittymisen seurauksena ( tai atomi ), joita kutsutaan kompleksinmuodostajaksi , neutraaleiksi molekyyleiksi tai muiksi ligandeiksi kutsutuiksi ioneiksi . Monimutkaisten yhdisteiden teorian (koordinaatioteoria ) ehdotti vuonna 1893  A. Werner .

Monimutkaiset yhdisteet, joilla on ulompi pallo , dissosioituvat täysin vesiliuoksessa kompleksiksi, vähän dissosioituvaksi kationiksi tai anioniksi . Monimutkaiset yhdisteet ilman ulkopalloa ovat veteen liukenemattomia (kuten metallikarbonyylit ).

Monimutkaisia ​​yhdisteitä on erilaisia ​​ja lukuisia.

Perustermit

Monimutkainen yhdiste  on kemiallinen aine , joka sisältää monimutkaisia ​​hiukkasia. Tällä hetkellä "monimutkaisen hiukkasen" käsitteelle ei ole tiukkaa määritelmää. Yleensä käytetään seuraavaa määritelmää.

Monimutkainen hiukkanen , koordinaatiohiukkanen  - monimutkainen hiukkanen, joka kykenee olemaan itsenäisesti kiteessä tai liuoksessa , muodostuu muista, yksinkertaisemmista hiukkasista, jotka myös kykenevät olemaan itsenäisesti. Joskus kompleksisia hiukkasia kutsutaan monimutkaisiksi kemiallisiksi hiukkasiksi, joissa kaikki tai osa sidoksista muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti .

Kompleksoiva aine  on kompleksisen hiukkasen keskusatomi . Tyypillisesti kompleksinmuodostaja on metallin muodostavan alkuaineen atomi , mutta se voi olla myös hapen , typen , rikin , jodin ja muiden ei-metalleja muodostavien alkuaineiden atomi . Kompleksinmuodostaja on yleensä positiivisesti varautunut ja sitä kutsutaan nykyaikaisessa tieteellisessä kirjallisuudessa metallikeskukseksi ; kompleksinmuodostajan varaus voi myös olla negatiivinen tai yhtä suuri kuin nolla.

Ligandit (Addends)  ovat atomeja tai eristettyjä atomiryhmiä, jotka sijaitsevat kompleksinmuodostajan ympärillä. Ligandit voivat olla hiukkasia, jotka olivat ennen kompleksisen yhdisteen muodostumista molekyylejä (H 2 O, CO, NH 3 jne.), anioneja (OH - , Cl - , PO 4 3 - ja muita), sekä vetykationi H + .

Kompleksisen yhdisteen sisäpallo on keskusatomi siihen liittyvine ligandeineen eli kompleksinen partikkeli.

Kompleksisen yhdisteen ulkopallo on loput hiukkaset, jotka liittyvät kompleksihiukkaseen ionisilla tai molekyylien välisillä sidoksilla , mukaan lukien vetysidokset .

Ligandin tiheys määräytyy ligandin miehittämien koordinaatiokohtien lukumäärän perusteella kompleksinmuodostajan koordinaatioalueella. On olemassa yksihampaisia ​​(tuntemattomia) ligandeja, jotka on liitetty keskusatomiin sen yhden atomin kautta, eli yhdellä kovalenttisella sidoksella, kaksihampainen (kytketty keskusatomiin kahden sen atomin kautta, eli kahdella sidoksella), tri-, nelihampainen jne.

Koordinaatiopolyhedroni  on kuvitteellinen molekyylipolyedri, jonka keskellä on kompleksoiva atomi ja sen kärjessä ligandihiukkaset, jotka ovat sitoutuneet suoraan keskusatomiin.

Koordinaatioluku (CN)  on keskusatomin ja ligandien kanssa muodostamien sidosten lukumäärä. Kompleksisille yhdisteille, joissa on yksihampaisia ​​ligandeja, CN on yhtä suuri kuin ligandien lukumäärä, ja monihampaisten ligandien tapauksessa tällaisten ligandien lukumäärä kerrottuna tiheydellä.

Monimutkaisten yhdisteiden tyypit

On olemassa useita monimutkaisia ​​yhdisteitä, jotka perustuvat erilaisiin periaatteisiin.

Monimutkaisen vastuulla

1) Kationisia komplekseja muodostuu neutraalien molekyylien (H 2 O, NH 3 jne.) positiivisen ionin ympärillä tapahtuvan koordinaation seurauksena .

[Zn (NH 3 ) 4 ]Cl 2  - tetraamiini sinkki (II) kloridi
[Co (NH 3 ) 6 ] Cl 2  - heksaammiini koboltti (II) kloridi

2) Anioniset kompleksit : ioni, jolla on positiivinen hapetusaste, toimii kompleksinmuodostajana , ja yksinkertaiset tai monimutkaiset anionit ovat ligandeja.

K 2 [BeF 4 ] - kaliumtetrafluoroberylaatti (II)
Li[AlH 4 ] - litiumtetrahydridoaluminaatti (III)
K 3 [Fe (CN) 6 ] - kaliumheksasyanoferraatti (III)

3) Neutraaleja komplekseja muodostuu molekyylien koordinoinnin aikana neutraalin atomin ympärillä sekä samanaikaisen koordinaation aikana positiivisen ionin ympärillä - negatiivisten ionien ja molekyylien  kompleksinmuodostaja .

[Ni(CO) 4 ] - tetrakarbonyylinikkeli
[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] - diklooridiamiiniplatina(II)

Koordinaatioalueen ligandien omien paikkojen lukumäärän mukaan

1) Yksihampaiset ligandit . Tällaiset ligandit ovat neutraaleja (molekyylit H20 , NH3 , CO, NO jne.) ja varautuneita ( ionit CN- , F- , Cl- , OH- , SCN- jne .) .

2) Kaksihampaiset ligandit . Esimerkkejä ovat ligandit: aminoetikkahappo- ioni H2N -CH2 - COO-  , oksalaatti - ioni - O -CO-CO-O- , karbonaatti-ioni CO 3 2- , sulfaatti-ioni SO 4 2- , tiosulfaatti-ioni S 2 O 3 2 − .

3) Polydentaattiligandit . Esimerkiksi kompleksonit  ovat orgaanisia ligandeja, jotka sisältävät koostumuksessaan useita ryhmiä -C≡N tai -COOH ( etyleenidiamiinitetraetikkahappo  - EDTA). Joidenkin monihampaisten ligandien muodostamat sykliset kompleksit luokitellaan kelatoituneiksi ( hemoglobiini jne.).

Ligandin luonteen mukaan

1) Aminaatit  - yhdisteet, joissa ammoniakkimolekyylit toimivat ligandeina , esimerkiksi: [Cu(NH3 ) 4 ] SO4 , [Co(NH3 ) 6 ] Cl3 , [Pt(NH3 ) 6 ] Cl4 ja muut .

2) Vesikompleksit - joissa vesi  toimii ligandina : [Co( H2O ) 6 ]Cl2 , [Al( H2O ) 6 ]Cl3 jne.

3) Karbonyylit  ovat monimutkaisia ​​yhdisteitä, joissa hiili(II)oksidimolekyylit ovat ligandeja : [Fe(CO) 5 ], [Ni(CO) 4 ].

4) Acidokompleksit - kompleksit, joissa happotähteet  ovat ligandeja . Näitä ovat kompleksisuolat: K 2 [PtCl 4 ], kompleksihapot: H 2 [CoCl 4 ], H 2 [SiF 6 ].

5) Hydroksokompleksit  - kompleksiset yhdisteet, joissa hydroksidi-ionit toimivat ligandeina: Na 2 [Zn (OH) 4 ], Na 2 [Sn (OH) 6 ] jne.

Nimikkeistö

1) Kompleksisen yhdisteen nimessä ilmoitetaan ensin negatiivisesti varautunut osa - anioni , sitten positiivinen osa- kationi .

2) Monimutkaisen osan nimi alkaa osoituksella sisäpallon koostumuksesta. Sisemmällä alueella ensinnäkin ligandeja kutsutaan  anioneiksi, lisäämällä pääte "o" niiden latinalaiseen nimeen. Esimerkiksi: Cl -  - kloori, CN -  - syaani, SCN -  - tiosyanaatti, NO 3 -  - nitraatti, SO 3 2  - - sulfiitti, OH -  - hydrokso jne. Tässä tapauksessa käytetään termejä: koordinoidulle ammoniakille  - ammiini, vesi  - vesi, hiilimonoksidi (II)  - karbonyyli.

3) Yksihampaisten ligandien lukumäärä on osoitettu kreikkalaisilla numeroilla: 1 - mono (usein ei ole annettu), 2 - di, 3 - kolme, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Monihampaisia ​​ligandeja (esimerkiksi etyleenidiamiinia, oksalaattia) varten käytetään bis-, tris-, tetrakis- jne.

4) Sitten kutsutaan kompleksinmuodostajaa käyttämällä sen latinankielisen nimen juuria ja päätettä -at, jonka jälkeen kompleksinmuodostajan hapetusaste ilmoitetaan roomalaisin numeroin (suluissa).

5) Kun sisäpallon koostumus on määritetty, kutsutaan ulkopalloa.

6) Neutraalien kompleksihiukkasten nimissä kompleksinmuodostaja on merkitty nimeävässä tapauksessa, eikä sen astetta ole ilmoitettu, koska se määräytyy yksiselitteisesti kompleksin sähköisen neutraaliuden perusteella.

Esimerkkejä:

K 3 [Fe (CN) 6 ] - kaliumheksasyanoferraatti (III)

(NH 4 ) 2 [PtCl 4 (OH) 2 ] - ammoniumdihydroksotetraklooriplatinaatti (IV)

[Сr( H2O ) 3F3 ] - trifluorotriakvakromi

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

[Pt(NH3 ) 4Cl2 ] Cl2 - diklooritetraamiiniplatina (  IV)kloridi

[Li( H2O) 4 ]  NO3 - tetraakvalitiumnitraatti

Historia

Monimutkaisten yhdisteiden koordinaatioteorian perustaja on sveitsiläinen kemisti Alfred Werner (1866-1919). Wernerin vuoden 1893 koordinaatioteoria oli ensimmäinen yritys selittää monimutkaisten yhdisteiden rakennetta. Tätä teoriaa ehdotettiin ennen kuin Thomson löysi elektronin vuonna 1896 ja ennen elektronisen valenssiteorian kehittämistä . Wernerillä ei ollut käytössään instrumentaalisia tutkimusmenetelmiä, ja kaikki hänen tutkimuksensa tehtiin tulkitsemalla yksinkertaisia ​​kemiallisia reaktioita .

Ajatukset "lisävalenssien" olemassaolosta, jotka syntyivät kvaternaaristen amiinien tutkimuksessa , Werner pätee myös "monimutkaisiin yhdisteisiin". Vuoden 1891 artikkelissaan "On the Theory of Affinity and Valence" Werner määrittelee affiniteetin "voimaksi, joka lähtee atomin keskustasta ja leviää tasaisesti kaikkiin suuntiin, jonka geometrinen ilmaus ei siis ole tietty määrä pääsuuntia, vaan pallomainen pinta. Kaksi vuotta myöhemmin Werner esitti artikkelissa "Epäorgaanisten yhdisteiden rakenteesta" koordinaatioteorian, jonka mukaan komplekseja muodostavat atomit muodostavat keskusytimen epäorgaanisissa molekyyliyhdisteissä . Näiden keskusatomien ympärille on järjestetty yksinkertaisen geometrisen polyhedronin muotoon tietty määrä muita atomeja tai molekyylejä . Keskusytimen ympärille ryhmittyneiden atomien lukumäärää Werner kutsui koordinaatioluvuksi . Hän uskoi, että koordinaatiosidoksella on yhteinen elektronipari , jonka yksi molekyyli tai atomi antaa toiselle. Koska Werner ehdotti yhdisteiden olemassaoloa, joita kukaan ei ollut koskaan havainnut tai syntetisoinut , monet kuuluisat kemistit eivät luottaneet hänen teoriaansa, koska he uskoivat, että se vaikeuttaa tarpeettomasti kemiallisen rakenteen ja sidosten ymmärtämistä. Siksi Werner ja hänen työtoverinsa loivat seuraavan kahden vuosikymmenen aikana uusia koordinaatioyhdisteitä, joiden olemassaolo ennusti hänen teoriansa. Heidän luomiensa yhdisteiden joukossa oli molekyylejä, joilla oli optista aktiivisuutta , eli kykyä taivuttaa polarisoitunutta valoa, mutta jotka eivät sisältäneet hiiliatomeja , joiden katsottiin olevan välttämättömiä molekyylien optiselle aktiivisuudelle.

Vuonna 1911 Wernerin synteesi yli 40 optisesti aktiivisesta molekyylistä, jotka eivät sisällä hiiliatomeja, sai kemiallisen yhteisön vakuuttuneeksi hänen teoriansa pätevyydestä.

Vuonna 1913 Werner sai kemian Nobelin palkinnon tunnustuksena hänen työstään molekyylien atomien sidosten luonteesta, mikä mahdollisti aiempien tutkimusten tulosten tarkastelun uudella tavalla ja avasi uusia mahdollisuuksia tutkimukselle. työtä, erityisesti epäorgaanisen kemian alalla ". Häntä Ruotsin kuninkaallisen tiedeakatemian puolesta edustaneen Theodor Nordströmin mukaan Wernerin työ "annoi sysäyksen epäorgaanisen kemian kehitykselle", mikä herätti kiinnostusta alaa kohtaan sen jälkeen, kun se oli ollut laiminlyötynä jonkin aikaa.

Rakenne ja stereokemia

Monimutkaisten yhdisteiden rakennetta tarkastellaan sveitsiläisen kemistin Alfred Wernerin , Nobel-palkinnon vuonna 1893 esittämän koordinaatioteorian perusteella . Hänen tieteellinen toimintansa tapahtui Zürichin yliopistossa. Tiedemies syntetisoi monia uusia monimutkaisia ​​yhdisteitä, systematisoi aiemmin tunnettuja ja vasta saatuja kompleksisia yhdisteitä ja kehitti kokeellisia menetelmiä niiden rakenteen todistamiseksi.

Tämän teorian mukaisesti monimutkaisissa yhdisteissä kompleksinmuodostaja, ulkoiset ja sisäiset pallot erotetaan toisistaan. Kompleksoiva aine on yleensä kationi tai neutraali atomi . Sisäpallo koostuu tietystä määrästä ioneja tai neutraaleja molekyylejä , jotka ovat lujasti sitoutuneet kompleksinmuodostajaan. Niitä kutsutaan ligandeiksi . Ligandien lukumäärä määrittää kompleksinmuodostajan koordinaatioluvun (CN). Sisäpallolla voi olla positiivinen, negatiivinen tai nollavaraus.

Muut ionit, jotka eivät sijaitse sisäpallolla, sijaitsevat kauempana keski-ionista muodostaen ulomman koordinaatiopallon .

Jos ligandien varaus kompensoi kompleksinmuodostajan varauksen, niin tällaisia ​​kompleksisia yhdisteitä kutsutaan neutraaleiksi tai ei-elektrolyyttikomplekseiksi: ne koostuvat vain kompleksinmuodostajasta ja sisäpallon ligandeista. Tällainen neutraali kompleksi on esimerkiksi [Pt ( NH3 ) 2Cl2 ] .

Keskus-ionin (atomin) ja ligandien välisen sidoksen luonne voi olla kaksinkertainen. Toisaalta yhteys johtuu sähköstaattisen vetovoiman voimista. Toisaalta sidos voi muodostua keskusatomin ja ligandien välille luovuttaja-akseptorimekanismin avulla , analogisesti ammoniumionin kanssa . Monissa monimutkaisissa yhdisteissä keskusionin (atomin) ja ligandien välinen sidos johtuu sekä sähköstaattisen vetovoiman voimista että ligandien yksinäisten elektroniparien ja kompleksinmuodostajan vapaiden kiertoradojen aiheuttamasta sidoksesta.

Monimutkaiset yhdisteet, joissa on ulkopallo, ovat vahvoja elektrolyyttejä ja hajoavat vesiliuoksissa lähes täydellisesti ulkopallon kompleksiseksi ioniksi ja ioneiksi.

Vaihtoreaktioissa monimutkaiset ionit siirtyvät yhdisteestä toiseen muuttamatta niiden koostumusta.

Tyypillisimpiä kompleksinmuodostajia ovat d-alkuaineiden kationit. Ligandit voivat olla:

a) polaariset molekyylit - NH3 , H20 , CO, NO;
b) yksinkertaiset ionit - F- , Cl- , Br- , I- , H + ;
c) kompleksiset ionit - CN- , SCN- , NO2- , OH- .

Kompleksisten yhdisteiden tilarakenteen ja niiden fysikaalis-kemiallisten ominaisuuksien välisen suhteen kuvaamiseksi käytetään stereokemian esityksiä . Stereokemiallinen lähestymistapa on kätevä tekniikka aineen ominaisuuksien esittämiseksi aineen rakenteen yhden tai toisen fragmentin vaikutuksena ominaisuuteen.

Stereokemian kohteita ovat kompleksiset yhdisteet, orgaaniset aineet , korkeamolekyyliset synteettiset ja luonnonyhdisteet. A. Werner, yksi koordinaatiokemian perustajista, teki suuria ponnisteluja kehittääkseen epäorgaanista stereokemiaa. Stereokemia on keskeinen tekijä tässä teoriassa, joka on edelleen koordinaatiokemian maamerkki.

Koordinaatioyhdisteiden isomerismi

Stereokemian tilastollisessa mielessä koordinaatioyhdisteiden isomeria -ilmiö osoittautuu keskeiseksi. Kemiallisten yhdisteiden isomerian ominaisuus tunnettiin jo klassisen kemiallisen rakenteen teorian kehittyessä . Molekyylien isomerian havaitsi vuonna 1823 J. Liebig , joka havaitsi, että fulmiinihapon hopeasuolalla ja hopea-isosyanaatilla on sama alkuainekoostumus, mutta erilaiset fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet.

Isomerian alla ymmärtää kyky atomien ja atomifragmenttien erilaiseen keskinäiseen järjestykseen saman yleisen koostumuksen yhdisteissä, mikä sanelee eroja vastaavien yhdisteiden - isomeerien - kemiallisissa ja fysikaalisissa ominaisuuksissa . Koordinaatioyhdisteiden tapauksessa nämä erot voivat liittyä sekä ligandien spesifiseen sijaintiin sisäisessä koordinaatiosfäärissä että ligandien jakautumiseen sisä- ja ulkopallon välillä.

Isomerismi liittyy suoraan tiettyjen symmetriaelementtien olemassaoloon tai puuttumiseen: pyörivät akselit, peilikiertoakselit, keski- ja symmetriatasot.

Stereokemiallinen konfiguraatio luonnehtii atomien tai atomiryhmien suhteellista avaruudellista järjestystä kemiallisen yhdisteen molekyylissä . Tämän termin merkitys riippuu atomien spesifisestä tilajärjestelystä kompleksin rakenteessa. Sitä käytetään kuvaamaan kuviota tai monitahoista lisämääritelmää, joka kuvaa atomien tilajärjestelyn erityispiirteitä. Joten voimme puhua cis- tai trans-konfiguraatiosta; D (d), L (l), DL (dl) - vastaavasti oikeakätinen, vasenkätinen kokoonpano, rasemaatti .

Isomeerejä on kahta tyyppiä:

1) yhdisteet, joissa sisäpallon koostumus ja koordinoitujen ligandien rakenne ovat identtiset ( geometriset , optiset, konformaatio-, koordinaatioasemat);

2) yhdisteet, joilla on mahdollisia eroja sisäpallon koostumuksessa ja ligandien rakenteessa (ionisaatio, hydraatti, koordinaatio, ligandi).

Spatiaalinen (geometrinen) isomeria

Tämäntyyppinen isomeria johtuu ligandien epätasaisesta sijoituksesta sisäpallolla suhteessa toisiinsa. Geometrisen isomerian välttämätön edellytys on vähintään kahden erilaisen ligandin läsnäolo sisäisessä koordinaatiosfäärissä. Geometrinen isomerismi ilmenee pääasiassa monimutkaisissa yhdisteissä, joilla on oktaedrinen rakenne, litteän neliön tai neliön muotoinen pyramidi. Kun eri ligandien määrä sisäpallolla kasvaa, geometristen isomeerien määrä kasvaa.

Optinen isomeria

Optinen isomeria liittyy joidenkin monimutkaisten yhdisteiden kykyyn esiintyä kahdessa muodossa, jotka eivät ole yhteensopivia kolmiulotteisessa avaruudessa ja ovat toistensa peilikuvia, kuten vasen ja oikea käsi. Siksi optista isomeriaa kutsutaan joskus myös peili-isomeriaksi.


Rakenteellinen isomerismi

Hydraatti- (solvaatti)-isomeria koostuu liuotinmolekyylien erilaisesta jakautumisesta monimutkaisen yhdisteen sisä- ja ulkopallon välillä,vesimolekyylien kemiallisen sidoksen luonteessa kompleksinmuodostajan kanssa. Esimerkiksi: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 (violetti), [Cr(H 2 O) 5 Cl] Cl 2 ∙ H 2 O (vaaleanvihreä), [Cr(H 2 O) 4 Cl 2 ] Cl ∙ 2H 2O (tummanvihreä).

Ionisaatioisomerian määrää varautuneiden ligandien erilainen jakautuminen kompleksin sisä- ja ulkokehojen välillä, ja se kuvaa saman alkuainekoostumuksen omaavien koordinaatioyhdisteiden kykyä antaa erilaisia ​​ioneja liuoksessa . Esimerkkejä yhdisteistä: [Co(NH3 ) 5Br ] SO4 (punavioletti), [Co(NH3 ) 5SO4 ] Br (punainen).

Koordinaatioisomeria liittyy ligandien siirtymiseen yhdestä kompleksinmuodostajasta toiseen: [Co(NH3 ) 6 ] [ Cr(CN) 6 ] ja [Cr(NH3) 6 ][Co(CN) 6 ].

Elektroniset ominaisuudet

Väritys

Kompleksiyhdisteiden väri riippuu ligandien tyypistä ja kompleksinmuodostajasta. D-orbitaalien energian jakautumisen vuoksi on mahdollista, että elektronit voivat siirtyä alitasoilta d xy , d zy , d xz vapaille alitasoille, joilla on suurempi energia d z 2 , d z 2 -y 2 toiminnan vaikutuksesta. absorboituneista valokvanteista. Näitä ilmiöitä voidaan tarkkailla elektronispektroskopian avulla . Jakotasojen erosta riippuen kompleksit absorboivat tietyn aallonpituusalueen valokvantit , joten niillä on vastaava väri.

Esimerkkejä monimutkaisista yhdisteistä eri väreissä
Fe II FeIII _ Yhteistyö II CuII_ _ Al III CrIII_ _
hydratoitu ioni [Fe(H 2 O) 6 ] 2+
Vaaleanvihreä
 [Fe(H20 ) 5 ( OH)] 2+
Tan
 [Co( H2O ) 6 ] 2+
Vaaleanpunainen
 [Cu( H2O ) 6 ] 2+ Harmaansininen

 [Al( H20 ) 6 ] 3+
Väritön
 [Cr(H 2 O) 6 ] 3+
Vaaleanvihreä
OH - , laimea liuos [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Vaaleanvihreä
 [Fe(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Ruskea
 [Co(H20 ) 4 ( OH) 2 ]
Sininen
 [Cu(H20 ) 4 ( OH) 2 ]
Sininen
 [Al(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Valkoinen
 [Cr( H2O) 3 (OH ) 3 ] Vihreä

OH - , konsentroitu liuos [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Vaaleanvihreä
 [Fe(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Ruskea
 |[Co( H2O) 4 (OH ) 2 ] Sininen

 [Cu(H20 ) 4 ( OH) 2 ]
Sininen
 [Al(OH) 4 ] -
Väritön
 [Cr(OH) 6 ] 3-
Vaaleanvihreä
NH 3 , laimea liuos [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Vaaleanvihreä
 [Fe(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Ruskea
 [Co(H20 ) 4 ( OH) 2 ]
Sininen
 [Cu(H20 ) 4 ( OH) 2 ]
Sininen
 [Al(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Valkoinen
 [Cr( H2O) 3 (OH ) 3 ] Vihreä

NH3 , väkevä liuos [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ]
Vaaleanvihreä
 [Fe(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Ruskea
 [ Co (NH3 ) 6 ] 2+ Keltainen

 [ Cu (NH3 ) 4 ( H20 ) 2 ] 2+ | Tummansininen

 [Al(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Valkoinen
 [Cr(NH 3 ) 6 ] 3+
Vaaleanvihreä
CO 3 2- FeCO 3
Vaaleanvihreä
 [Fe(H20 ) 3 ( OH) 3 ]
Ruskea
 CoCO 3
vaaleanpunainen
 CuCO3 Sininen _

Magneettiset ominaisuudet

Kemiallisista yhdisteistä, mukaan lukien monimutkaiset, erotetaan paramagneettiset ja diamagneettiset yhdisteet, jotka ovat eri vuorovaikutuksessa ulkoisen magneettikentän kanssa . Paramagneettisilla komplekseilla on momentti µ ja siksi ne vedetään siihen vuorovaikutuksessa ulkoisen magneettikentän kanssa. Sitä vastoin diamagneettiset kompleksit , joilla ei ole luontaista magneettista momenttia, työntyvät ulos ulkoisesta magneettikentästä. Aineiden paramagneettiset ominaisuudet johtuvat parittomien elektronien läsnäolosta niiden rakenteessa , ja kompleksien tapauksessa ne selittyvät energiatasojen spesifisellä täyttämisellä elektroneilla.

On olemassa kaksi periaatetta, jotka määräävät dε- ja dγ-alatasoihin jakautuneiden d-orbitaalien täyttymisen elektroneilla.

1. Elektronit täyttävät kiertoradat siten, että parittomia elektroneja on maksimissaan ( Hundin sääntö ).

2. Alhaisemman energian kiertoradat täytetään ensin .

Nämä säännöt huomioon ottaen, kun d-elektronien lukumäärä kompleksinmuodostajassa on 1-3 tai 8, 9, 10, ne voidaan järjestää d-orbitaaleiksi vain yhdellä tavalla (Hundin säännön mukaisesti). Kun elektronien lukumäärä on 4-7 oktaedrisessa kompleksissa, on mahdollista joko miehittää kiertoradat , jotka on jo täytetty yhdellä elektronilla, tai täyttää vapaat dy-kiertoradat, joilla on korkeampi energia. Ensimmäisessä tapauksessa energiaa tarvitaan voittamaan samalla kiertoradalla olevien elektronien välinen hylkiminen, toisessa tapauksessa siirtyäkseen korkeamman energian kiertoradalle. Elektronien jakautuminen kiertoradalla riippuu halkeamis- (Δ) ja elektronien pariutumisenergioiden (P) välisestä suhteesta. Matalilla Δ-arvoilla ("heikko kenttä") Δ:n arvo voi olla < P, jolloin elektronit miehittävät eri kiertoradat ja niiden spinit ovat yhdensuuntaiset. Tällöin muodostuu ulkoorbitaalisia (high-spin) komplekseja, joille on ominaista tietty magneettinen momentti µ. Jos elektronien välisen repulsion energia on pienempi kuin Δ ("voimakas kenttä"), eli Δ> Р, elektronit pariutuvat dε-kiertoradalla ja muodostuu intraorbitaalisia (matala spin) komplekseja, joiden magneettinen momentti on µ = 0. kompleksin magneettisen momentin arvo voidaan määrittää mittaamalla sen magneettisen susceptibiliteetin riippuvuus lämpötilasta . Kompleksin magneettisen herkkyyden tarkemmassa analyysissä on myös tarpeen ottaa huomioon diamagneettiset korjaukset, jotka muodostuvat kaikista sen molekyylin muodostavista atomeista. Näitä korjauskertoimia kutsutaan Pascalin vakioiksi .

Sovellus

Linkit

Kirjallisuus

  1. Akhmetov N. S. Yleinen ja epäorgaaninen kemia. - M .: Korkeakoulu, 2003. - 743 s.
  2. Glinka N. L. Yleinen kemia. - M .: Korkeakoulu, 2003. - 743 s.
  3. Kiselev Yu. M. Koordinaatioyhdisteiden kemia. — M.: Integral-Press, 2008. — 728 s.
  4. Ershov. Yleinen kemia. - Kahdeksas painos, stereotyyppinen. - Moskova: Higher School, 2010. - 560 s.

Katso myös

  Siirry Wikidata-kohteeseen  Sanakirjat ja tietosanakirjat
Bibliografisissa luetteloissa