Związki kompleksowe , związki koordynacyjne- to związki chemiczne, w których daje się wyróżnić jeden lub więcej atomów centralnych, które są otoczone przez inne atomy lub ich grupy zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego.

Liczba koordynacyjna w chemii dotyczy głównie związków kompleksowych i związków metaloorganicznych i jest definiowana, na trzy, nieco różne sposoby:

1. Jest to liczba atomów przyłączona bezpośrednio do atomu centralnego kompleksu (zwykle metalu)

2. Jest to liczba bezpośrednich wiązań σ występujących między centralnym atomem a ligandami do niego przyczepionymi.

3. Jest to liczba par elektronów, które znajdują się na wszystkich wiązaniach, którymi ligandy są bezpośrednio przyłączone do centralnego atomu w kompleksie.

Liczba koordynacyjna jest wielkością, która służy do stwierdzania, czy dany kompleks jest w stanie przyjąć jeszcze jakieś dodatkowe ligandy, czy też jego sfera koordynacyjna jest już całkowicie zapełniona.

(Sumaryczna liczba pełnych, pojedynczych wiązań atomu centralnego z atomami ligandów)

Atom centralny – w chemii koordynacyjnej – atom wchodzący w skład związku chemicznego, wokół którego skoordynowane są inne atomy lub ich grupy zwane ligandami. Inna nazwa to centrum koordynacji.

W związkach kompleksowych atomami centralnymi są zazwyczaj metale lub metaloidy. Mogą to być zarówno pierwiastki grup głównych jak i pobocznych. Przykłady:

Na[Al(OH)4] – centralnym atomem jest glin (Al)

K2[CdJ4] – centralnym atomem jest kadm (Cd)

Ligandy (addendy) – w związkach kompleksowych: atomy, cząsteczki lub aniony, które są bezpośrednio przyłączone do atomu centralnego lub kationu centralnego, zwanego centrum koordynacji albo rdzeniem kompleksu. (jon lub elektrycznie obojętna cząsteczka połączone w związkach kompleksowych z jonem centralnym za pomocą specjalnego typu wiązania chemicznego; addend; podstawnik; grupa skoordynowana)

(Grupy lub jony związane z centrum koordynacji)

Ligandy jednokleszczowe : H2O, CO, Cl-, CN-, F-, NH3, OH-

Ligandy dwukleszczowe: H2N – CH2 – CH2 – NH2

Ligandy wielokleszczowe: kwas etylenodiaminotetraoctowy

IZOMERIA ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH

Izomeria jest to występowanie dwóch lub większej liczby związków chemicznych o takim samym składzie chemicznym i masie cząsteczkowej, różniących się ułożeniem atomów w cząsteczce lub przestrzeni.

Podstawowe rodzaje izomerii związków kompleksowych:

strukturalna (konstytucyjna) izomery mają ten sam skład chemiczny, ale różnią się szeregowaniem atomów

stereoizomeria (izomeria przestrzenna)

Rodzaje izomerii strukturalnej w związkach kompleksowych:

izomeria jonowa - różne położenie anionów i kationów, np.: [Co(NH3)5Br]SO4 i czerwony [Co(NH3)5(SO4)]Br

izomeria hydratacyjna - różne położenie cząsteczek wody w wewnętrznej lub zewnętrznej sferze koordynacyjnej kompleksu, np.: [Cr(H2O)6]Cl3 oraz [Cr(H2O)5Cl]Cl2 · H2O

izomeria koordynacyjna- występuje w kompleksach mających dwa centra koordynacyjne, w których ligandy przyłączane są do różnych metali, np.: [Co(NH3)6][Cr(CN)6] i [Cr(NH3)6][Co(CN)6]

izomeria wiązaniowa - istnieje wtedy, gdy ligand może się łączyć z atomem centralnym za pośrednictwem dwóch różnych atomów, np. NO2 może łączyć się z atomem centralnym – kobaltem przy pomocy atomu azotu lub atomu tlenu, np.: [Co(-NO2)(NH3)5]Cl2[Co(-ONO)(NH3)5]Cl2

Rodzaje izomerii przestrzennej w związkach kompleksowych:

Izomeria geometryczna – istnienie kompleksów cis i trans dla niektórych związków o liczbie koordynacyjnej 4 i 6 Np. [Pt(NH3)2Cl2]

Izomeria optyczna - związki kompleksowe mogą występować w dwóch odmianach, które skracają płaszczyznę światła spolaryzowanego w przeciwnych kierunkach; są to cząsteczki, które mają się do siebie tak, jak obraz i jego zwierciadlane odbicie. Takie cząsteczki nazywane są enancjomerami.

Podaj przykłady związków kompleksowych ważnych w układach biologicznych:

- białka i peptydy

-porfina (hemoglobina)

- chlorofil

- mangan

Teoria pola krystalicznego (TPK) – model opisujący strukturę elektronową związków kompleksowych tworzonych przez metale przejściowe. Teoria ta pozwala przewidzieć niektóre własności tych związków takie jak kolory, entalpię hydratacji oraz ich geometrię ale nie nadaje się do kwantowego opisu wiązań chemicznych występujących w tych związków. Teoria ta została połączona z teorią orbitali molekularnych by utworzyć bardziej złożoną i dającą lepszy obraz rzeczywistości teorię pola ligandów, która pozwala na opisanie wiązań występujących w związkach kompleksowych.

(Tłumaczy tworzenie się drobin kompleksów oddziaływaniami elektrowalencyjnymi z elektronami, które nie są obsadzone)

Zastosowanie związków kompleksowych:

W chemii analitycznej reakcje kompleksowania odgrywają ważną rolę zarówno przy wykrywaniu kationów (analiza jakościowa) jak i przy pomiarze ich stężenia (analiza ilościowa). W tym ostatnim przypadku wykorzystuje się tworzenie barwnych kompleksów z odpowiednimi związkami organicznymi. (Związki kompleksowe znalazły zastosowanie w ogrodnictwie, jako składniki łatwoprzyswajalnych nawozów, np. dolistnych. W proszkach do prania stosuje się ligandy wiążące zawarte w wodzie jony żelaza i manganu, co zapobiega żółknięciu tkanin w czasie prania. W galwanotechnice kompleksy pozwalają otrzymywać powłoki z metali szlachetnych oraz ze stopów metali. W górnictwie złota używa się jonów cyjankowych do roztwarzania metalicznego złota z ubogich złóż. Dla zobrazowania takiego procesu proponuję proste doświadczenie z miedzią. Umieśćmy kawałki drutu lub blaszki miedzianej w naczyniach ze stężonym kwasem solnym oraz z amoniakiem. Pod wpływem tlenu z powietrza miedź utlenia się w ciągu kilku dni, przechodząc do roztworu w postaci odpowiedniego kompleksu - z jonami Cl- lub cząsteczkami NH3. Związki kompleksowe pełnią olbrzymią rolę w przyrodzie ożywionej. Wystarczy wspomnieć o przykładach takich jak hemoglobina (kompleks żelaza(II)), witamina B12 (kompleks kobaltu), chlorofil (kompleks magnezu)).

EDTA- ligan wielokleszczowy, bez względu z jakim jonem reaguje to zawsze z nim przereaguje w stosunku masowym 1:1.

Chemia analityczna jest nauką stosowaną zajmującą się odkrywaniem i formułowaniem praw kryteriów i metod umożliwiających ustalenie z określoną czułością, precyzją i dokładnością jakościowego i ilościowego składu obiektów materialnych.

Chemia analityczna ma 2 cele:

• cel praktyczny: ustalenie składu obiektów materialnych

• cel podstawowy: badania nad opracowaniem nowych metod analitycznych

Klasyczna chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych to przede wszystkim analiza jonów występujących w roztworze. Do roztworu dodaje się różnych odczynników i obserwuje się zmiany koloru roztworu, wytrącanie osadów, oraz inne charakterystyczne reakcje, które świadczą o obecności pewnych jonów oraz grup jonów. W skład klasycznej analizy jakościowej wchodzi też barwienie płomienia palnika . Różne jony barwią płomień na różne i zwykle łatwo rozróżnialne kolory.

1. Analiza przeprowadzana „na sucho”

2. Analiza przeprowadzana „na mokro”

Chemiczna analiza ilościowa – zespół technik stosowanych w chemii analitycznej umożliwiających poznanie liczbowej wartości składu chemicznego badanych mieszanin związków chemicznych. Jest wiele specyficznych metod analizy ilościowej wykorzystywanych w zależności od chemicznych lub fizycznych właściwości badanych substancji.

Chemiczna analiza instrumentalna to dział analizy chemicznej obejmujący metody pomiaru własności fizycznych lub fizykochemicznych badanej próbki, określające np.: własności elektryczne i elektrochemiczne, własności optyczne, własności rozdzielania międzyfazowego (chromatografia), promieniotwórczość i inne. Metody te, zwane instrumentalnymi, odróżnia od metod klasycznych znacznie wyższa czułość i szybkość analizy, która może być łatwo zautomatyzowana. Metody instrumentalne często umożliwiają oznaczenie badanego składnika nawet wtedy, gdy towarzyszy mu skomplikowana matryca.

Wykorzystuje charakterystyczne własności chemiczne, fizykochemiczne substancji do jej identyfikacji

Odczynniki stosowane w analizie jakościowej można podzielić na:

• specyficzne- dające w określonych warunkach reakcje tylko z danym jonem ( czyli pozwalają na wykrycie danego jonu w obecności innych)

• selektywne – dają podobną reakcję z pewną ograniczoną grupą jonów

• grupowe – wykazują zdolność wytrącania określonej kategorii jonów z roztworu w

określonych warunkach; pozwalają na rozdzielenie jonów znajdujących się w roztworze na grupy analityczne

• maskujące – łączą się z danym jonem ubocznym wiążąc go w dostatecznie trwałe

kompleksy i tym samym wyłączają go od udziału w roztworze lub znacznie zmniejszają jego stężenie

Iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna. Iloczyn rozpuszczalności służy do ilościowego przewidywania wpływu składu roztworu na rozpuszczalność.

Czynniki wpływające na rozpuszczalność związków:

• wzrost temperatury- w wyższej temperaturze cząstki szybciej się poruszają i z większą energią uderzają w substancję rozpuszczaną powodując jej rozpuszczanie

• rozdrobnienie- jeśli substancja rozpuszczana jest rozdrobniona to wzrasta jej powierzchnia zewnętrzna a tym samym w danym okresie czasu więcej cząstek rozpuszczalnika może uderzać w powierzchnię substancji rozpuszczanej.

• mieszanie- jeśli mieszamy rozpuszczalnik to wprawiamy cząsteczki w ruch. Mają one wówczas większą energię. Proces jest analogiczny jak w przypadku podwyższenia temperatury.

• Efekt wspólnego jonu- rozpuszczalność związku maleje przy dodaniu do roztworu któregoś z jonów tworzących nierozpuszczalny związek chemiczny.

• pH- wysokie pH- związek słabo się rozpuszcza; niskie pH- związek dobrze się rozpuszcza.

• Tworzenie kompleksowych związków

• Tworzenie trwałości związku kompleksowego

Miareczkowanie polega na kontrolowanym dodawaniu np. z biurety roztworu o znanym stężeniu tzw. titranta do roztworu badanego zwanego analitem. Obserwacja zmian zachodzących podczas procesu pozwala określić stężenie danej substancji w analicie.

Ilość oznaczonej substancji oblicza się na podstawie ilości substancji wprowadzonej, którą oblicza się w oparciu o objętość wprowadzonego roztworu.

Substancja miareczkowana (analit)- substancja oznaczona metoda miareczkowania

Substancja miareczkująca (titrant, substancja miareczkowana) dodawany odczynnik o znanym stężeniu

Krzywa miareczkowania- wykres, pH=f(Vtitranta), pH=f(st. zmiareczkowania)

Punkt równoważnikowy - jest to moment miareczkowania, w którym oznaczany składnik (analit) przereagował ilościowo z dodanym z biurety odczynnikiem (titrantem)

Punkt końcowy- punkt wynikający z obserwacji zmian w roztworze uznawany za punkt zakończenia

Błąd paralaks- błąd w odczuwaniu wskazań przyrządu, wynikający z nieodpowiedniego ustawienia oka względem podziałki urządzenia wskazującego

Sposoby wyznaczania PK miareczkowania:

1. graficzny

2. wizualny

Wskaźniki pH (indykatory) są to związki chemiczne, które przyjmują określone barwy w zależności od pH środowiska, w jakim się znajdują.

Dokładność wyznaczenia stężenia:

1. dokładność wyznaczenia stężenia substancji miareczkującej (dokładność przygotowania roztworów mianowanych)

2. stechiometrii i kinetyki reakcji miareczkowania

3. dokładność wyznaczenia objętości substancji miareczkującej

• kalibracja biurety

• błąd paralaksy

• menisk

4. wyznaczenia punktu równoważnikowego

• zmiana barwy,

• przegięcie krzywej

Błędy w analizie objętościowej:

• niedokładnie wymieszanie titranta po przygotowaniu

• niedokładnie wymieszanie roztworów do analizy

• niedokładnie sprawdzenie pojemności naczyń

• błędne oznaczenie miana titranta

• zbyt szybkie miareczkowanie (titrant pozostaje na ściankach biurety)

• niedokładne odczytanie objętości po zmiareczkowaniu

• zbyt mała ilość zużytego titranta w stosunku do pojemności biurety

• nietrwałość niektórych roztworów mianowanych

• brudne, niedokładnie umyte naczynia

• trudności w zauważeniu zmiany barwy

Wskaźniki pH- błędy pomiaru:

•pomiar pH za pomocą wskaźników jest możliwy tylko w

rozcieńczonych roztworach

•obecność większych stężeń soli obojętnych powoduje

efekt solny

•wywołuje przesunięcie pH zmiany barwy jednej lub obu

postaci wskaźnika

•przy sile jonowej ok. 0,5 błąd odczytu pH wynosi 0,35 jedn.

•znaczny wzrost temperatury powoduje obniżenie

wskazań pH