CHEM:Związki kompleksowe

1

CHEM:Związki kompleksowe

Wstęp

Struktura związków kompleksowych

Związki kompleksowe (koordynacyjne, zespolone), to związki składające się z atomu lub jonu centralnego M

otoczonego ligandami L

 

gdzie M jest atomem lub jonem centralnym, L — ligandem, n — liczbą ligandów (liczbą koordynacyjną), z —

ładunkiem kompleksu (sumą ładunków atomu lub jonu centralnego oraz ligandów).

Związki kompleksowe tworzą najczęściej metale przejściowe należące do grup 3 – 12 układu okresowego. Ich

atomy lub jony mają w swojej powłoce walencyjnej wolne orbitale d, co umożliwia tworzenie wiązań

koordynacyjnych z ligandami (donorami par elektronowych). Związki kompleksowe są zatem tworzone przez kwas

Lewisa (atom lub jon metalu) oraz zasady Lewisa (ligandy).

Ligandy połączone bezpośrednio z atomem centralnym tworzą sferę koordynacyjną. Liczba ligandów związanych z

atomem centralnym nosi nazwę liczby koordynacyjnej kompleksu (LK). Liczba koordynacyjna wynosi najczęściej

4 lub 6, rzadko tworzą się kompleksy o liczbie koordynacyjnej 2, 3, 5, 7, 8. Struktura przestrzenna związków

kompleksowych zależy od liczby koordynacyjnej.

  jest typowa dla kompleksów jonów jednowartościowych Cu

+

, Ag

+

, Au

+

, a także Hg

2+

. Kompleksy te mają

strukturę liniową. Kompleksy o

  mają kształt trójkąta równobocznego [HgJ

3

]¯ lub piramidy trygonalnej

[SnCl

3

]¯.

  jest często spotykana w przypadku metali przejściowych zawierających dużą liczbę elektronów

d. Kompleksy te mają strukturę tetraedryczną ([BF

4

]¯, [AlCl

4

]¯, [CrO

4

]¯) lub płaską kwadratową ([Ni(CN)

4

]¯,

[Pt(H

2

O)

4

]

2+

). Kompleksy o

  mają kształt piramidy lub bipiramidy trygonalnej. Najbardziej typowe dla

metali przejściowych kompleksy o

  mają kształt regularnego ośmiościanu (kompleksy oktaedryczne).

Liczby koordynacyjne 7, 8 są spotykane w przypadku dużych rozmiarów atomu centralnego (molibden, wanad).

Woda jako zasada Lewisa tworzy kompleksy z jonami wielu metali bloku d. Wprowadzenie innej zasady Lewisa do

wodnego roztworu jonów metali przejściowych powoduje wymianę ligandów w sferze koordynacyjnej kompleksu.

Wymiana ligandów może być całkowita lub częściowa.

Wprowadzenie jonów CN¯ do wodnego roztworu zawierającego jony [Fe(H

2

O)

6

]

2+

powoduje całkowite wyparcie

cząsteczek wody ze sfery koordynacyjnej akwakompleksu żelaza(II)

[Fe(H

2

O)

6

]

2+

+ 6 CN¯ → [Fe(CN)

6

]

4-

+ 6 H

2

O

W przypadku dodania jonów Cl¯ do roztworu soli żelaza(II) reakcja substytucji (podstawienia) jest niecałkowita

[Fe(H

2

O)

6

]

2+

+ Cl¯ → [FeCl(H

2

O)

5

]

+

+ H

2

O

CHEM:Związki kompleksowe

2

Nomenklatura związków kompleksowych

• W nazwie kompleksu wymienia się najpierw nazwy ligandów, a następnie nazwę atomu (jonu centralnego).

• Ligandy wymienia się w kolejności: ujemne, obojętne, dodatnie.

• Ligandy ujemne wymienia się w nazwie kompleksu w kolejności alfabetycznej.

• Ligandy obojętne wymienia się w kolejności H

2

O, NH

3

, a potem alfabetycznie.

• Liczbę ligandów określa się przedrostkami: di-, tris-, tetra-, penta-, heksa-.

• Stopień utlenienia atomu centralnego oznacza się cyfrą rzymską, w nawiasie bezpośrednio po jego nazwie.

• Jony kompleksowe ujemne mają końcówkę -an.

Przykłady:

• [Cr(H

2

O)

6

]Cl

3

— chlorek heksaakwachromu (III)

• [Co(NH

3

)

5

Cl]

2+

— jon chloropentaaminakobaltu (III)

• [Ag(S

2

O

3

)

2

]

3-

— jon bis(tiosiarczano)srebrzanowy (I)

• [Cu(CN)

4

]

3-

— jon tetracyjanomiedzianowy (I)

• [Zn(OH)

4

]

2-

— jon tetrahydroksocynkanowy (II)

• Fe(CO)

5

— pentakarbonylożelazo (0)

• [Cr(en)

3

]Cl

3

— chlorek tris(etylenodiamina) chromu (III)

Izomeria związków kompleksowych

• Związki kompleksowe tworzą izomery strukturalne oraz stereoizomery. Izomery strukturalne różnią się

rozmieszczeniem atomów w różnych częściach kompleksu. Stereoizomery różnią się rozmieszczeniem ligandów

wokół atomu centralnego. Izomery strukturalne podzielono na 4 typy: jonowe, hydratacyjne, wiązaniowe i

koordynacyjne. Stereoizomery obejmują izomery geometryczne i optyczne.

• Izomery jonowe mają wzory typu [MX]Y i [MY]X. Ligandy znajdujące się w sferze koordynacyjnej jednego

kompleksu, w drugim kompleksie występują poza sferą koordynacyjną. Przykładem izomerii jonowej są związki

[CoBr(NH

3

)

5

]SO

4

i [CoSO

4

(NH

3

)

5

]Br. Jon Br¯ jest ligandem kobaltu w pierwszym związku, a w drugim związku

anionem. Roztwór wodny pierwszego kompleksu ma barwę fioletową, a drugiego czerwoną. Odmienne są

również właściwości chemiczne obu izomerów. Po dodaniu jonów Ag

+

do roztworu zawierającego

[CoSO

4

(NH

3

)

5

]Br wytrąca się biały osad AgBr, zgodnie z reakcją:

[CoSO

4

(NH

3

)

5

]Br + Ag

+

→ AgBr↓ + [CoSO

4

(NH

3

)

5

]

+

• Po dodaniu jonów Ag

+

do roztworu [CoBr(NH

3

)

5

]SO

4

osad nie strąca się, ponieważ jon Br¯ związany jest w

sferze koordynacyjnej jonu centralnego. Jon SO

42-

znajduje się poza sferą koordynacyjną i można go strącić przy

pomocy jonów Ba

2+

[CoBr(NH

3

)

5

]SO

4

+ Ba

2+

→ BaSO

4

↓ + [CoBr(NH

3

)

5

]

2+

• Izomery hydratacyjne mają wzory typu [MX]·H

2

O i [M(H

2

O)]X. W pierwszym związku X jest ligandem, a

H

2

O woda hydratacyjną. W drugim związku cząsteczka wody jest ligandem, a X znajduje się poza sferą

koordynacyjną. Przykładem może być heksahydrat chlorku chromu(III), CrCl

3

·6H

2

O, który może występować w

postaci 3 izomerów: [Cr(H

2

O)

6

]Cl

3

o barwie fioletowej, [CrCl(H

2

O)

5

]Cl

2

·H

2

O o barwie niebieskozielonej,

[CrCl

2

(H

2

O)

4

]Cl·2H

2

O o barwie zielonej. Dodanie jonów Ag

+

do roztworu każdego z wymienionych związków

powoduje strącenie różnych ilości osadu AgCl, ponieważ tylko jony chlorkowe znajdujące się poza sferą

koordynacyjną reagują z jonami srebra.

• Izomery wiązaniowe maja wzory typu [M…(X – Y)] i [M…(Y – X)]. Izomery te różnią się rodzajem atomu, za

pomocą którego dany ligand wiąże się z jonem metalu. Izomerię wiązaniową wykazują następujące ligandy:

SCN¯ (NSC¯), NO

2

¯ (ONO¯), CN¯ (NC¯). Przykładem izomerii wiązaniowej są kompleksy kobaltu:

[CoCl(NO

2

)(NH

3

)

4

]

+

o barwie żółtej oraz [CoCl(ONO)(NH

3

)

4

]

+

o barwie czerwonej.

CHEM:Związki kompleksowe

3

• Izomery koordynacyjne mają wzory typu [MX][M’Y] i [MY][M’X], gdzie M i M’ oznaczają różne metale.

Izomeria koordynacyjna występuje w przypadku wymiany jednego lub większej liczby ligandów między sferami

dwóch jonów kompleksowych tworzących związek koordynacyjny. Jako przykład można wymienić kompleksy

[Cr(NH

3

)

6

][Fe(CN)

6

] i [Fe(NH

3

)

6

][Cr(CN)

6

].

• Izomery geometryczne różnią się przestrzennym rozmieszczeniem ligandów sferze koordynacyjnej. Jako

przykład można wymienić kompleksy platyny: cis-[PtCl

2

(NH

3

)

2

] i trans-[PtCl

2

(NH

3

)

2

]. Kompleks cis- ma barwę

jasnopomarańczowożółtą, jego rozpuszczalność w wodzie wynosi 0,252g/100g i jest stosowany w chemioterapii

chorób nowotworowych. Kompleks trans- jest ciemnożółty, jego rozpuszczalność w wodzie jest znacznie niższa,

0,037g/100g, i nie wykazuje żadnej aktywności przeciwnowotworowej.

• Izomery optyczne mają tak rozmieszczone ligandy, że dwa izomery stanowią nie pokrywające się odbicia

zwierciadlane.

Równowagi kompleksowania

Reakcję tworzenia związku kompleksowego

M + nL ↔ ML

n

opisuje stała równowagi nazywana sumaryczną stałą trwałości lub stałą tworzenia kompleksu, która wyrażona jest

wzorem

 

Znajomość stałych trwałości kompleksów pozwala przewidywać reakcje wymiany ligandów. Ligandy tworzące

trwalsze kompleksy wypierają ze sfery koordynacyjnej metalu ligandy słabiej związane. Przykładem jest wypieranie

NH

3

z kompleksu [Ag(NH

3

)

2

]+ przez jony CN¯

[Ag(NH

3

)

2

]+ + 2CN¯ → [Ag(CN)

2

]¯ + 2 NH

3

ponieważ dla kompleksu z amoniakiem log β = 7,4, a dla kompleksu z CN¯ log β = 20,5.

Wprowadzenie jonów Hg

2+

do roztworu zawierającego kompleks [CdCl

4

]

2-

(log β = 0,9) powoduje utworzenie

bardziej trwałego kompleksu z jonem rtęci (log β = 15,1)

[CdCl

4

]¯ + Hg

2+

→ [HgCl

4

]

2-

+ Cd

2+

Kompleksy o dużych wartościach stałej trwałości są bardzo trwałe i nie ulegają dysocjacji nawet w bardzo

rozcieńczonych roztworach. Kompleksy charakteryzujące się małymi wartościami stałych trwałości ulegają

dysocjacji w miarę rozcieńczania roztworu.

CHEM:Związki kompleksowe

4

Część doświadczalna

Cel ćwiczenia

• Badanie właściwości wybranych kompleksów metali przejściowych.

• Ilościowe oznaczanie jonów metali w roztworze przy pomocy miareczkowania kompleksometrycznego.

Zagadnienia do przygotowania

• Struktura i nazewnictwo związków kompleksowych.

• Liczba koordynacyjna, kształty przestrzenne kompleksów.

• Izomeria związków kompleksowych.

• Stałe trwałości.

• Reakcje wymiany ligandów i jonu centralnego w kompleksach.

• Miareczkowanie kompleksometryczne roztworem EDTA.

Odczynniki

• Roztwory wodne zawierające jony: Al

3+

, Cu

2+

, Co

2+

, Fe

2+

, Fe

3+

, Mg

2+

, Ni

2+

, Zn

2+

(akwakompleksy).

• Czynniki kompleksujące (roztwory wodne): NaCl, KSCN, NH

3

, Na

2

C

2

O

4

, EDTA (kwas

etylenodiaminotetraoctowy).

Wykonanie ćwiczenia

• Dla wybranych 5 jonów przeprowadzić reakcje kompleksowania wybierając odpowiedni czynnik kompleksujący

na podstawie tablic z wartościami log β.

• Napisać reakcje tworzenia kompleksów oraz nazwy powstałych związków kompleksowych.

• Dla dwóch wybranych kompleksów przeprowadzić reakcje wymiany ligandów i jonu centralnego korzystając z

tablicowych wartości log β.

• Metodą miareczkowania kompleksometrycznego oznaczyć zawartości magnezu w próbce. Miareczkowanie

należy wykonać w roztworze buforowym o pH 10, wobec czerni eriochromowej T jako wskaźnika. Badany

roztwór miareczkować za pomocą 0,01 M roztworu EDTA do zmiany zabarwienia z różowofiołkowego na

niebieskie. Oznaczaną zawartość magnezu (w gramach) obliczyć ze wzoru:

 

gdzie v oznacza objętość roztworu EDTA zużytą w miareczkowaniu (w dm

3

) ,

  — stężenie roztworu

EDTA (mol/dm

3

),

  — masę molową magnezu (24,32 g/mol).

• Napisać reakcję tworzenia kompleksu EDTA z magnezem

Literatura

1. J. Minczewski, Z. Marczenko, „Chemia analityczna”, Wydawnictwo Naukowe PWN

2. L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna”, Wydawnictwo Naukowe PWN

Źródła i autorzy artykułu

5

Źródła i autorzy artykułu

CHEM:Związki kompleksowe  Źródło: https://brain.fuw.edu.pl/edu-wiki/index.php5?oldid=13774  Autorzy: Asia

Licencja

Attribution-Share Alike 3.0 PL
http:/

/

creativecommons.

org/

licenses/

by-sa/

3.

0/

pl