Номенклатура комплексных молекул

Названия комплексных соединений составляются по определенным правилам. Согласно рекомендаций IUPAC, вначале указывают состав внутренней координационной сферы. Во внутренней сфере в первую очередь называют анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl^– - хлоро, CN^– – циано, SO₃^2– – сульфито, Н^– – гидридо, ОН^– – гидроксо и т.д. Далее называют нейтральные молекулы и, прежде всего, молекулы аммиака и его производные. Причём для координированного аммиака используют тривиальный термин – аммин, для воды – аква, для СО – карбонил, для NO – нитрозил. Число лигандов указывают греческими числительными: 1 – моно (часто не приводится), 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса.

Затем называют комплексообразователь. Если центральный атом формирует анионный комплекс, то употребляют латинское название элемента, прибавляя к корню окончание «ат», с указанием в скобках степени его окисленности. Если центральный атом входит в состав катиона, используют русское название элемента и в скобках указывают его степень окисленности. В случае неэлектролитов степень окисленности центрального атома не отмечается, так как она вытекает, исходя из электронейтральности комплекса.

После названия внутренней сферы называют внешнюю: кислотные остатки или катионы. Число кислотных остатков, а также катионов определяется валентностью комплексного иона и в названии не отображается. Катионы внешней сферы называются в родительном падеже. Например:

анионные комплексы:

K[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат (III) калия;

Na₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) натрия;

(NH₄)₂[Pt(OH)₂Cl₄] – тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония.

катионные:

[Al(H₂O)₆]Cl₃ – хлорид гексаакваалюминия (III);

[Zn(NH₃)₄]Cl₂ – хлорид тетраамминцинка (II);

[CoCl(NH₃)₅]Cl₂ – хлорид пентаамминхлорокобальта (III).

нейтральные:

[Pt(NH₃)₂Cl₂] – дихлородиамминплатина;

[Cr(H₂O)₃F₃] – трифторотриаквахром;

[Co(NH₃)₃(NO₂)₂Cl] – хлородинитритотриамминкобальт.

Диссоциация в растворах

Внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения сильно различаются по устойчивости. Частицы внешней сферы удерживаются комплексным ионом в основном электростатическими силами и легко отщепляются в водных растворах. Эта диссоциация называется первичной и протекает по типу диссоциации сильных электролитов.

Лиганды внутренней сферы связаны центральным атомом намного прочнее (ковалентными связями) и при растворении отщепляются незначительно. Обратимый распад внутренней сферы носит название вторичной диссоциации. Диссоциацию комплекса [Ag(NH₃)₂]Cl можно записать следующим образом:

Диссоциация комплексного иона характеризуется наличием равновесия между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. Как и в случае слабых электролитов, она подчинена закону действия масс и может быть описана соответствующей константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:

Константы нестойкости комплексных ионов весьма различны (табл. 1.2) и характеризуют термодинамическую устойчивость комплексного иона, которая зависит от прочности связи центрального атома с лигандами. Мерой этой прочности является энергия разрыва донорно-акцепторной связи. Чем ниже значение константы нестойкости, тем прочнее и устойчивее комплекс.

Таблица 1.2

Константы нестойкости некоторых комплексных ионов при 25ºС

Реакция	Кнест.
	8,5 ∙ 10–13
	9,3 ∙ 10–8
	2 ∙ 10–34
	5 ∙ 10–31
	1 ∙ 10–20
	3 ∙ 10–42

В последнее время вместо константы нестойкости часто используют обратную ей величину, называемую константой устойчивости. Для иона [Ag(NH₃)₂]⁺ константа устойчивости равна:

.

Диссоциация комплексного иона не всегда заканчивается только конечными продуктами. В действительности в растворах имеет место ступенчатый процесс, аналогичный процессу у слабых электролитов (например, у многоосновных кислот), где каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой нестойкости:

1 ступень

,

2 ступень

.

Причем всегда К_1нест. > К_2нест. > К_3нест. > …

Общая константа нестойкости равна произведению констант всех ступеней диссоциации комплексного иона:

К_нест. [Ag(NH₃)₂] ⁺ = К₁ ∙ К₂ = 6,2 ∙ 10^–4 ∙ 1,5 ∙ 10^–4 = 9,3 ∙ 10^{– 8}.

С помощью К_нест. или К_уст. можно предсказать течение реакций образования и распада комплексных ионов. При сильном различии констант нестойкости реакция пойдет в сторону формирования иона с меньшей константой нестойкости или, что равноценно, с большей константой устойчивости. То же относится и к реакциям распада. Например, если на ион [Ag(NH₃)₂]⁺ с К_нест. = 9,3 ∙ 10^–8 подействовать сильной кислотой, то аммиакат серебра разрушается с образованием ионов Ag⁺ и NH₄⁺, с константой для NH₄⁺ = 6 ∙ 10^–10:

.

В то же время комплексный ион [Pt(NH₃)₄]²⁺, с константой нестойкости намного более низкой (5 ∙ 10^–34), чем у комплексного иона серебра, сохраняет стабильность при комнатной температуре даже в концентрированной соляной кислоте.

По значениям констант диссоциации, с использованием изотермы реакции, нетрудно рассчитать стандартную энергию Гиббса: ΔGº = RTlnК_нест., которая является энергетической характеристикой процесса комплексообразования.

У ряда комплексных соединений константа нестойкости чрезвычайно велика и в водных растворах они практически полностью распадаются на составляющие их ионы. В первую очередь это относится к соединениям, для которых более принятым считается название двойные соли: K₂[CuCl₄] ≡ CuCl₂ ∙ 2KCl. В воде равновесие настолько смещено вправо, что комплексных ионов [CuCl₄]^2– почти не остается. Содержание их возрастает по мере концентрирования растоворов. Это означает, что чёткой границы между комплексными и двойными солями, а также кристаллогидратами, которые можно отнести к двойным солям (KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O; (NH₄)₂SO₄ ∙ FeSO₄ ∙ 6H₂O и др.), не существует. Двойная соль отличается от комплексной лишь степенью диссоциации: у комплексной она незначительная, у двойной – практически полная.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: