ZWIĄZKI

KOORDYNACYJNE

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

atom centralny +

ligand = kompleks

(akceptor

(donor

elektronów)

elektronów)

Wiązanie koordynacyjne pomiędzy atomem centralnym i ligandem (para
elektronowa pochodzi od ligandu).

Wewnętrzna sfera koordynacji – przestrzeń wokół atomu centralnego
zajmowana przez koordynowane ligandy.
Np. [Fe(CN)

6

]

4-

Zewnętrzna

sfera

koordynacji

–

jony

poza

wewnętrzną

sferą

zobojętniające ładunek jonu kompleksowego.
Np. K

4

[Fe(CN)

6

]

Liczba koordynacyjna

Liczba

wiązań koordynacyjnych utworzonych przez atom centralny

z ligandami.

Liczba koordynacyjna

mieści się w granicach 2-8, ale najczęściej

przyjmuje

wartości 4 lub 6.

Rodzaje

ligandów

-ligandy jednofunkcyjne (jednomiejscowe), np. H

2

O, Cl

-

, Br

-

, I

-

, CN

-

-ligandy wielofunkcyjne (wielofunkcyjne

– chelatowe), np. etylenodiamina,

EDTA

kwas etylenodiaminotetraoctowy (H

4

Y, EDTA)

HOOC-H

2

C

CH

2

COOH

N-CH

2

-CH

2

-N

HOOC-H

2

C

CH

2

COOH

Liczba koordynacyjna a struktura cząsteczki

Rodzaje związków kompleksowych

Podział ze względu na rodzaj ligandów

Kompleksy homoligandowe (utworzone przez jeden rodzaj ligandu)

Kompleksy heteroligandowe

(utworzone przez różne ligandy)

Np. [Hg(SCN)

2

I

2

]

2-

, [Bi(SCN)

3

Br

3

]

3-

Podział ze względu na liczbę atomów centralnych w cząsteczce

Kompleksy jednordzeniowe

– zawierające jeden atom centralny

Kompleksy wielordzeniowe

– zawierające dwa i więcej atomów

centralnych

Kompleksy chelatowe

Tworzone przez ligandy wielokleszczowe

(np. etylenodiaminę)

Nomenklatura związków koordynacyjnych

1.Pisząc pełną nazwę kompleksu wymieniamy najpierw nazwy ligandów,
a następnie nazwę atomu centralnego. We wzorach stosuje się porządek
odwrotny.

2. Stopień utlenienia centralnego atomu podaje się po nazwie kompleksu
umieszczając ją w nawiasie okrągłym, np. [Cu(NH

3

)

4

]

2+

- jon

tetraaminamiedzi (II).

3. W przypadku kompleksów noszących ładunek ujemny do nazwy atomu
centralnego dodaje się końcówkę –an.

4. Nazwy ligandów anionowych kończą się na –o. Dla wody przyjmuje się
nazwę akwa, amoniaku amina, tlenku węgla karbonyl.

5. Dla oznaczenia liczby ligandów używa się przedrostków di-, tri-, tetra-, itd.

Np.
K

3

[Fe(CN)

6

]

– heksacyjanożelazian (III) potasu

Fe(CO)

5

– pentakarbonylżelazo (0)

Przykłady nazw popularnych ligandów

Tablica 15.2
str 468
Bielanski t.2

Nazwy i wzory wybranych związków koordynacyjnych

Tablica 15.3 str 469
Bielanski t.2

Podstawy teorii pola krystalicznego

Wpływ ligandów na elektrony d

Rys. 21.37 str. 997
Atkins t. 2

Kompleks oktaedryczny

– orbitale d

z2

i d

(x2-y2)

skierowane są ku ligandom

(większa energia elektronu).

Kompleks tetraedryczny

Żaden z orbitali d nie jest skierowany bezpośrednio ku ligandom, jednak
orbitale d

xy

, d

xz

i d

yz

zbliżają się bardziej do do ligandów niż pozostałe

orbitale.

RYS. 15.15 str 497
Bielanski t.2

Porównanie poziomów energetycznych w kompleksach
tetraedrycznych i oktaedrycznych

Kompleksy wysoko- i niskospinowe

– przyczyny tworzenia.

RYS. 15.16 str 498
Bielanski t.2

Kompleks wysokospinowy

– maksymalna liczba niesparowanych elektronów,

ligandy generują słabe pole.
Kompleks niskospinowy

– minimalna liczba niesparowanych elektronów,

ligandy generują silne pole.

OKREŚLANIE TRWAŁOŚCI KOMPLEKSÓW

W roztworach wodnych metale nie występują w postaci wolnych jonów tylko
akwokompleksów (kompleksów w których ligandami są cząsteczki wody).

Reakcja tworzenia kompleksów można wyrazić równaniem:

M(H

2

O)

x

n+

+ L

p-

ML

n-p

+ xH

2

O

STAŁE TRWAŁOŚCI

Stała równowagi reakcji tworzenia kompleksu nazywana jest stałą trwałości
lub stałą tworzenia (β) i zapisywana wzorem:

[ML]

β =

[M] [L]

Im większa wartość stałej trwałości
tym trwalszy jest dany kompleks

Jeżeli jon centralny M przyłącza więcej niż 1 cząsteczkę ligandu, to proces
tworzenia kompleksu przebiega stopniowo (tworzone

są kompleksy

pośrednie)

M + L

ML

ML + L

ML

2

ML

2

+ L

ML

3

ML

n-1

+ L

ML

n

Każda z reakcji osiąga określony stan równowagi

W równaniach dla uproszczenia pominięto
cząsteczki wody i ładunki jonów

Sumaryczna stała trwałości wyraża się równaniem:

[ML

n

]

β

n

=

[M] [L]

n

jest także równa iloczynowi kolejnych stopniowych stałych trwałości

β = k

1

∙ k

2

∙ k

3

∙ … ∙ k

n

Za kompleksy

trwałe uważa się te, które praktycznie nie ulegają dysocjacji

w roztworze

– wartość stałej trwałości powyżej 10

7

Znajomość stałych trwałości umożliwia przewidywanie kierunku reakcji,
np.

Ag(NH

3

)

2

+

+ 2CN

-

→ Ag(CN)

2

-

+ NH

3

Ligand tworzący trwalszy kompleks (pK = 21,1) wypiera ligand tworzący
słabszy kompleks (pK = 7,6).

Warunkowa

stała trwałości

We wzorze na

sumaryczną stałą trwałości występują stężenia [M] i [L] nie

związanych w kompleksie (wolnych).

Określenie takich stężeń jest możliwe tylko w przypadku, gdy nie występują
reakcje uboczne. W innym przypadku

określenie stężeń wolnych jonów

metalu i ligandu jest utrudnione.

W analizie miareczkowej skupiamy

się na ilościowym przebiegu reakcji

kompleksowania, a nie jest istotne w jakiej postaci znajduje

się pozostała

część substancji.

[ML

n

]

β =

[M’] [L’]

n

Warunkowa

stała trwałości zależą od składu roztworu, pH

β - warunkowa stała trwałości
[M’] – stężenie jonu metalu obecnego w rozwtorze
we wszystkich postaciach z

wyjątkiem kompleksu ML

n

[L’] – stężenie ligandu we wszystkich postaciach
z

wyjątkiem kompleksu ML

n

IZOMERIA

IZOMERIA

zjawisko

występowania różnic w budowie cząsteczek o takim samym

składzie atomowym.

IZOMERY STRUKTURALNE

Cząsteczki składają się z tych samych atomów, które są połączone ze
sobą w różny sposób.

Rys. 11.15 str 518 Atkins1

Rys. str 519 Atkins1

IZOMERY GEOMETRYCZNE I OPTYCZNE

Stereoizomery

– izomery w których atomy połączone są z tymi samymi

atomami

sąsiadującymi, ale ich usytuowanie w przestrzeni jest różne.

Izomery geometryczne

są to takie cząsteczki, w których dwie różne

grupy

mogą znajdować się albo po jednej albo po dwóch stronach

wiązania podwójnego lub pierścienia.

Rys. str 518 Atkins1 środkowy
Rys. 11.17 str 520 Atkins1

Izomery optyczne

są to takie izomery, z których jeden jest odbiciem

lustrzanym drugiego (nie

można ich nałożyć ba siebie).

Cząsteczka chiralna

to

cząsteczka nieidentyczna ze swoim odbiciem

lustrzanym (np. atom

węgla z 4 różnymi grupami).

Rys. 11.18 str 521
Atkins1

Cząsteczki chiralne

tworzą parę

enancjomerów.

Enancjomery

mają identyczne właściwości chemiczne, z wyjątkiem, gdy

reagują z innymi chiralnymi związkami (np. w niektórych przypadkach
wpływa to aktywność farmakologiczna poszczególnych cząsteczek).

Enancjomery

różnią się zdolnością do skręcania płaszczyzny polaryzacji

światła.

Mieszanina racemiczna

to mieszanina

zawierająca oba enancjomery

w

równych ilościach.