Związki koordynacyjne (kompleksowe)
Jeśli wykonamy doświadczenie, w którym na chlorek chromu(III) lub glinu zadziałamy nadmiarem NaOH, w wyniku czego najpierw strąci się osad, a następnie się on roztworzy, otrzymamy klarowny roztwór. Tym niemniej, jego zawartość nie będzie ulegała dalej reakcjom typowym dla jonów Cr3+ czy Al3+, mimo że się w nim znajdowały. Przy zbadaniu produktów opisanej reakcji okazuje się, że powstające jony mają inny skład, a kation metalu otoczony jest jonami OH–, rozmieszczonymi wokół niego. Liczba anionów (tzw. liczba koordynacyjna) zależy od ilości użytego NaOH i wynosi 6 lub 4 na każdy kation Cr3+ czy Al3+. Jony otaczające ów metal noszą nazwę ligandów. Opisany rodzaj układów nosi nazwę związków koordynacyjnych/kompleksowych, a jon złożony z kationu metalu (atomu centralnego) i ligandów – jonu kompleksowego. W opisywanym przypadku są to jony: [Cr(OH)6]3-/[Cr(OH)4]–oraz [Al(OH)6]3-/[Al(OH)4]–.
Poznano wiele związków, których cząsteczki tworzą obojętne kompleksy, np. Ni(CO)4 oraz takich, w których ligandami są cząsteczki obojętne, np. NH3, CO, a atomem centralnym – kation. Istnieją również kompleksy bardziej skomplikowane, o mieszanych ligandach czy większej liczbie atomów centralnych. Na potrzeby tego skryptu ograniczymy się do związków prostych, w których znajduje się jeden atom centralny i jeden rodzaj liganda.
Liczba koordynacyjna (LK) wynosi zazwyczaj od 2 do 8 i zależy od konfiguracji atomu centralnego. Dla jonów jednowartościowych LK jest równa 2, dla kationów metali grup głównych – najczęściej 4, a dla pierwiastków d-elektronowych najczęściej spotykamy LK równą 6.
Przykłady wzorów związków kompleksowych i ich jonów kompleksowych:
Na[Al(OH)4] – anion [Al(OH)4]–
[Ni(NH3)6]Cl2 – kation [Ni(NH3)6]2+
Na3[Co(NH3)6] – anion [Co(NH3)6]3-
Na3[Fe(SCN)6] – anion [Fe(SCN)6]3-
K3[Fe(CN)6] – anion [Fe(CN)6]3-
[Pt(NH3)6]Cl4 – kation [Pt(NH3)6]4+
Fe4[Fe(CN)6]3 – anion [Fe(CN)6]34-
Nomenklatura (nazewnictwo) związków koordynacyjnych.
- Najpierw podajemy nazwę liganda, a następnie atomu centralnego (czyli odwrotnie do zapisu wzoru sumarycznego)
- Stopień utlenienia atomu centralnego podajemy standardowo, umieszczając go w nawiasie
- W przypadku kationów nazwę podajemy z niezmienioną nazwą atomu centralnego, dla anionów stosujemy końcówkę -an, -ian
- Ligandy (w nazwie i wzorze) wymienia się w porządku alfabetycznym
- Ligandy anionowe mają końcówkę -o, obojętne – niezmienione nazwy. Wyjątkami są: woda H2O (akwa), amoniak NH3 (amina), tlenek węgla(II) CO (karbonyl), tlenek azotu(II) NO (nitrozyl)
- W celu oznaczenia liczby ligandów stosujemy przedrostki: di- (2), tri- (3), tetra- (4) itd.
Zatem nazwy z wcześniejszych przykładów prezentują się następująco:
Na[Al(OH)4] – tetrahydroksoglinian sodu
[Ni(NH3)6]Cl2 – chlorek heksaaminaniklu
Na3[Co(NH3)6] – heksaaminakobaltan(III) sodu
Na3[Fe(SCN)6] – heksatiocyjanożelazian(III) sodu
K3[Fe(CN)6] – heksacyjanożelazian(III) potasu
[Pt(NH3)6]Cl4 – chlorek heksaaminaplatyny(IV)
Fe4[Fe(CN)6]3 – heksacyjanożelazian(II) żelaza(III)
Ligandy wielokleszczowe
Wymienione wcześniej ligandy oddają jedną parę elektronową, nazywamy je więc jednokleszczowymi lub jednofunkcyjnymi. Istnieją jednak ligandy mogące oddawać więcej par elektronowych, tworząc więcej niż jedno wiązanie donorowe z tym samym atomem metalu. Nazywamy je ligandami chelatowymi/wielokleszczowymi. Do tej grupy zaliczamy m.in. etylenodiaminę H2NCH2CH2NH2 (dwukleszczowa) czy dietylenotriaminę H2NCH2CH2-NH-CH2CH2NH2 (trójkleszczowa). W obu przypadkach donorami par elektronowych są atomy azotu. Przykładami chelatowania jonów miedzi mogą być m.in. reakcje z alkoholami polihydroksylowymi oraz cukrami.
Przykłady związków kompleksowych i ligandów – na przykładzie koordynacji jonów szczawianowych do żelaza oraz EDTA (kwas wersenowy, etylenodiaminatetraoctowy) z kobaltem oraz wzór samego liganda.
Zobacz doświadczenia
Bibliografia:
A.Bielański, „Podstawy chemii nieorganicznej t.1” PWN Warszawa 2002
A. Cotton, G.Wilkinson, P.L. Gaus, „Chemia nieorganiczna podstawy” PWN 1998