Komplekse forbindelser

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 7. juni 2022; verifikation kræver 1 redigering .

Komplekse forbindelser ( lat.  complexus  - kombination, omkreds) eller koordinationsforbindelser ( lat.  co  - "sammen" og ordinatio  - "orden") er forbindelser (neutrale molekyler eller ioner ), der dannes som et resultat af binding til en given ion ( eller atom ) kaldet et kompleksdannende middel , neutrale molekyler eller andre ioner kaldet ligander . Teorien om komplekse forbindelser ( koordinationsteori ) blev foreslået i 1893  af A. Werner .

Komplekse forbindelser med en ydre kugle dissocieres fuldstændigt i vandig opløsning til en kompleks lavdissocierende kation eller anion . Komplekse forbindelser uden en ydre kugle er uopløselige i vand (såsom metalcarbonyler ).

Komplekse forbindelser er forskellige og talrige.

Grundlæggende vilkår

En kompleks forbindelse  er et kemisk stof , der indeholder komplekse partikler. På nuværende tidspunkt er der ingen streng definition af begrebet "kompleks partikel". Følgende definition bruges normalt.

Kompleks partikel , koordinationspartikel  - en kompleks partikel, der er i stand til selvstændig eksistens i en krystal eller opløsning , dannet af andre, enklere partikler, også i stand til selvstændig eksistens. Nogle gange kaldes komplekse partikler komplekse kemiske partikler, hvor alle eller en del af bindingerne dannes i henhold til donor-acceptor-mekanismen .

Et kompleksdannende middel  er det centrale atom i en kompleks partikel. Det kompleksdannende middel er typisk et atom af et grundstof , der danner et metal , men det kan også være et atom af oxygen , nitrogen , svovl , jod og andre grundstoffer, der danner ikke-metaller . Det kompleksdannende middel er normalt positivt ladet og omtales derefter i moderne videnskabelig litteratur som et metalcenter ; ladningen af ​​det kompleksdannende middel kan også være negativ eller lig med nul.

Ligander (Addends)  er atomer eller isolerede grupper af atomer placeret omkring det kompleksdannende middel. Ligander kan være partikler, der før dannelsen af ​​en kompleks forbindelse var molekyler (H 2 O, CO, NH 3 osv.), anioner (OH - , Cl - , PO 4 3 - og andre), samt en hydrogenkation H + .

Den indre sfære af en kompleks forbindelse er det centrale atom med dets tilknyttede ligander, det vil sige en kompleks partikel.

Den ydre sfære af den komplekse forbindelse er resten af ​​partiklerne forbundet med den komplekse partikel ved ioniske eller intermolekylære bindinger , herunder hydrogenbindinger .

En ligands denticitet bestemmes af antallet af koordinationssteder, der er optaget af liganden i det kompleksdannende middels koordinationssfære. Der er monodentate (uidentate) ligander forbundet til det centrale atom gennem et af dets atomer, det vil sige ved en kovalent binding, bidentate (forbundet til det centrale atom gennem to af dets atomer, dvs. med to bindinger), tri-, tetradentate osv.

Et koordinationspolyhedron  er et imaginært molekylært polyeder med et kompleksdannende atom i dets centrum og ligandpartikler direkte bundet til det centrale atom ved dets hjørner.

Koordinationsnummer (CN)  er antallet af bindinger dannet af det centrale atom med ligander. For komplekse forbindelser med monodentate ligander er CN lig med antallet af ligander, og i tilfælde af polydentate ligander er antallet af sådanne ligander ganget med denticiteten.

Typer af komplekse forbindelser

Der er flere typer komplekse forbindelser baseret på forskellige principper.

Ved ansvaret for komplekset

1) Kationiske komplekser dannes som et resultat af koordination omkring en positiv ion af neutrale molekyler (H 2 O, NH 3 , etc.).

[Zn (NH 3 ) 4 ] Cl 2  - tetraammin zink (II) chlorid
[Co (NH 3 ) 6 ] Cl 2  - hexaamin cobalt (II) chlorid

2) Anioniske komplekser : en ion med en positiv oxidationstilstand virker som et kompleksdannende middel , og simple eller komplekse anioner er ligander.

K 2 [BeF 4 ] - kaliumtetrafluorberyllat (II)
Li[AlH 4 ] - lithiumtetrahydridoaluminat (III)
K 3 [Fe (CN) 6 ] - kaliumhexacyanoferrat (III)

3) Neutrale komplekser dannes under koordineringen af ​​molekyler omkring et neutralt atom, såvel som ved samtidig koordinering omkring en positiv ion  - et kompleksdannende middel af negative ioner og molekyler .

[Ni(CO) 4 ] - tetracarbonylnikkel
[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] - dichlordiaminplatin(II)

Ifølge antallet af pladser optaget af ligander i koordinationssfæren

1) Monodentate ligander . Sådanne ligander er neutrale (molekyler H2O , NH3 , CO, NO osv.) og ladede ( ioner CN- , F- , Cl- , OH- , SCN- , etc. ).

2) Bidentate ligander . Ligander er eksempler: aminoeddikesyreion H 2 N - CH 2  - COO - , oxalation - O - CO - CO - O - , carbonation CO 3 2- , sulfation SO 4 2- , thiosulfation S 2 O 3 2 − .

3) Polydentate ligander . For eksempel er complexoner  organiske ligander, der i deres sammensætning indeholder flere grupper -C≡N eller -COOH ( ethylendiamintetraeddikesyre  - EDTA). Cykliske komplekser dannet af nogle polydentate ligander klassificeres som chelateret ( hæmoglobin osv.).

Af ligandens natur

1) Amminater  - forbindelser, hvori ammoniakmolekyler tjener som ligander , for eksempel: [Cu(NH3 ) 4 ] SO4 , [Co(NH3 ) 6 ]Cl3 , [Pt(NH3 ) 6 ] Cl 4 og andre .

2) Aquacomplexes - hvori vand  fungerer som en ligand : [Co(H 2 O) 6 ]Cl 2 , [Al(H 2 O) 6 ]Cl 3 , etc.

3) Carbonyler  er komplekse forbindelser, hvori carbon(II)oxidmolekyler er ligander : [Fe(CO) 5 ], [Ni(CO) 4 ].

4) Acidokomplekser - komplekser, hvor syrerester  er ligander . Disse omfatter komplekse salte: K 2 [PtCl 4 ], komplekse syrer: H 2 [CoCl 4 ], H 2 [SiF 6 ].

5) Hydroxokomplekser  - komplekse forbindelser, hvori hydroxidioner virker som ligander: Na 2 [Zn (OH) 4 ], Na 2 [Sn (OH) 6 ] osv.

Nomenklatur

1) I navnet på den komplekse forbindelse er den negativt ladede del først angivet - anion , derefter den positive del - kation .

2) Navnet på den komplekse del begynder med en angivelse af sammensætningen af ​​den indre sfære. I den indre sfære kaldes ligander først og fremmest  anioner, og tilføjer endelsen "o" til deres latinske navn. For eksempel: Cl -  - chlor, CN -  - cyano, SCN -  - thiocyanato, NO 3 -  - nitrat, SO 3 2  - - sulfit, OH -  - hydroxo osv. I dette tilfælde bruges udtrykkene: for koordineret ammoniak  - amin, for vand  - aqua, for carbonmonoxid (II)  - carbonyl.

3) Antallet af monodentate ligander er angivet med græske tal: 1 - mono (ofte ikke givet), 2 - di, 3 - tre, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Til polydentate ligander (f.eks. ethylendiamin, oxalat), bis-, tris-, tetrakis- osv. anvendes.

4) Derefter kaldes det kompleksdannende middel ved hjælp af roden af ​​dets latinske navn og endelsen -at, hvorefter det kompleksdannende middels oxidationstilstand er angivet i romertal (i parentes).

5) Efter at have udpeget sammensætningen af ​​den indre sfære, kaldes den ydre sfære.

6) I navnet på neutrale komplekspartikler er det kompleksdannende middel angivet i det nominative tilfælde, og dets grad er ikke angivet, da det er entydigt bestemt baseret på kompleksets elektriske neutralitet.

Eksempler:

K 3 [Fe (CN) 6 ] - kaliumhexacyanoferrat (III)

(NH 4 ) 2 [PtCl 4 (OH) 2 ] - ammoniumdihydroxotetrachlorplatinat (IV)

[Сr(H 2 O) 3 F 3 ] - trifluorthriaquachrome

[Co (NH 3 ) 3 Cl (NO 2 ) 2 ] - dinitritchlortriammincobalt

[Pt(NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2  - dichlortetraaminplatin(IV) chlorid

[Li(H 2 O) 4 ] NO 3  - tetraaqualitiumnitrat

Historie

Grundlæggeren af ​​koordinationsteorien om komplekse forbindelser er den schweiziske kemiker Alfred Werner (1866-1919). Werners koordinationsteori fra 1893 var det første forsøg på at forklare strukturen af ​​komplekse forbindelser. Denne teori blev foreslået før opdagelsen af ​​elektronen af ​​Thomson i 1896, og før udviklingen af ​​den elektroniske teori om valens . Werner havde ikke nogen instrumentelle forskningsmetoder til sin rådighed, og al hans forskning blev udført ved at fortolke simple kemiske reaktioner .

Ideerne om muligheden for eksistensen af ​​"yderligere valenser", som opstod i studiet af kvaternære aminer , anvender Werner også på "komplekse forbindelser". I sin artikel fra 1891 "On the Theory of Affinity and Valence" definerer Werner affinitet som "en kraft, der udgår fra atomets centrum og spreder sig ensartet i alle retninger, hvis geometriske udtryk således ikke er et vist antal hovedretninger, men sfærisk overflade. To år senere, i artiklen "On the Structure of Inorganic Compounds", fremsatte Werner en koordinationsteori, ifølge hvilken kompleksdannende atomer danner den centrale kerne i uorganiske molekylære forbindelser . Omkring disse centrale atomer er arrangeret i form af et simpelt geometrisk polyeder et vist antal andre atomer eller molekyler . Antallet af atomer grupperet omkring den centrale kerne, kaldte Werner koordinationstallet . Han mente, at der med en koordinationsbinding er et fælles elektronpar , som et molekyle eller atom giver til et andet. Siden Werner foreslog eksistensen af ​​forbindelser, som ingen nogensinde havde observeret eller syntetiseret , blev hans teori mistroisk af mange berømte kemikere, som mente, at det unødigt komplicerer forståelsen af ​​kemisk struktur og bindinger. Derfor skabte Werner og hans samarbejdspartnere i løbet af de næste to årtier nye koordinationsforbindelser, hvis eksistens blev forudsagt af hans teori. Blandt de forbindelser, de skabte, var molekyler, der udviste optisk aktivitet , det vil sige evnen til at aflede polariseret lys, men som ikke indeholdt carbonatomer , som man mente var nødvendige for molekylernes optiske aktivitet.

I 1911 overbeviste Werners syntese af mere end 40 optisk aktive molekyler uden kulstofatomer det kemiske samfund om gyldigheden af ​​hans teori.

I 1913 blev Werner tildelt Nobelprisen i kemi "som anerkendelse af sit arbejde med arten af ​​atomernes bindinger i molekyler, hvilket gjorde det muligt at tage et nyt blik på resultaterne af tidligere undersøgelser og åbnede nye muligheder for forskning arbejde, især inden for uorganisk kemi ". Ifølge Theodor Nordström , som repræsenterede ham på vegne af Det Kongelige Svenske Videnskabsakademi, "gav Werners arbejde skub i udviklingen af ​​uorganisk kemi", hvilket stimulerede en genopblussen af ​​interesse for området, efter at det var forsømt i nogen tid.

Struktur og stereokemi

Strukturen af ​​komplekse forbindelser vurderes på grundlag af koordinationsteorien foreslået i 1893 af den schweiziske kemiker Alfred Werner , nobelprisvinder . Hans videnskabelige aktivitet fandt sted ved universitetet i Zürich. Forskeren syntetiserede mange nye komplekse forbindelser, systematiserede tidligere kendte og nyligt opnåede komplekse forbindelser og udviklede eksperimentelle metoder til at bevise deres struktur.

I overensstemmelse med denne teori skelnes der i komplekse forbindelser et kompleksdannende middel, eksterne og interne sfærer. Det kompleksdannende middel er sædvanligvis en kation eller et neutralt atom . Den indre kugle består af et vist antal ioner eller neutrale molekyler , der er fast bundet til det kompleksdannende middel. De kaldes ligander . Antallet af ligander bestemmer det kompleksdannende middels koordinationsnummer (CN). Den indre sfære kan have en positiv, negativ eller nul ladning.

Resten af ​​ionerne, der ikke er placeret i den indre sfære, er placeret i en længere afstand fra den centrale ion, der udgør den ydre koordinationssfære .

Hvis ladningen af ​​liganderne kompenserer for ladningen af ​​det kompleksdannende middel, kaldes sådanne komplekse forbindelser neutrale eller ikke-elektrolytkomplekser: de består kun af kompleksdannende middel og ligander i den indre sfære. Et sådant neutralt kompleks er for eksempel [Pt ( NH3 ) 2Cl2 ] .

Naturen af ​​bindingen mellem den centrale ion (atom) og ligander kan være dobbelt. På den ene side skyldes forbindelsen kræfterne ved elektrostatisk tiltrækning. På den anden side kan der dannes en binding mellem det centrale atom og liganderne ved hjælp af donor-acceptor-mekanismen , analogt med ammoniumionen . I mange komplekse forbindelser skyldes bindingen mellem den centrale ion (atom) og liganderne både kræfterne ved elektrostatisk tiltrækning og den binding, der dannes på grund af de enlige elektronpar af liganderne og de frie orbitaler af det kompleksdannende middel.

Komplekse forbindelser med en ydre kugle er stærke elektrolytter og dissocierer i vandige opløsninger næsten fuldstændigt til en kompleks ion og ioner af den ydre kugle.

I udvekslingsreaktioner passerer komplekse ioner fra en forbindelse til en anden uden at ændre deres sammensætning.

De mest typiske kompleksdannende midler er kationer af d-elementer. Ligander kan være:

a ) polære molekyler - NH3 , H20 , CO, NO; b) simple ioner - F- , Cl- , Br- , I- , H + ; c) komplekse ioner - CN- , SCN- , NO 2- , OH- .

For at beskrive forholdet mellem den rumlige struktur af komplekse forbindelser og deres fysisk-kemiske egenskaber, bruges repræsentationer af stereokemi . Den stereokemiske tilgang er en bekvem teknik til at repræsentere et stofs egenskaber i form af indflydelsen af ​​et eller andet fragment af strukturen af ​​et stof på egenskaben.

Objekterne for stereokemi er komplekse forbindelser, organiske stoffer , højmolekylære syntetiske og naturlige forbindelser. A. Werner, en af ​​grundlæggerne af koordinationskemi, gjorde store anstrengelser for at udvikle uorganisk stereokemi. Det er stereokemi, der er central i denne teori, som stadig er et skelsættende inden for koordinationskemi.

Isomerisme af koordinationsforbindelser

I det statistiske aspekt af stereokemi viser fænomenet isomerisme af koordinationsforbindelser sig at være centralt. Egenskaben ved isomerisme af kemiske forbindelser var kendt selv under udviklingen af ​​den klassiske teori om kemisk struktur . Molekylernes isomerisme blev opdaget i 1823 af J. Liebig , som opdagede, at sølvsaltet af fulminsyre og sølvisocyanat har den samme grundstofsammensætning, men forskellige fysiske og kemiske egenskaber.

Under isomerisme forstå evnen til forskellige indbyrdes arrangement af atomer og atomfragmenter i forbindelser af samme generelle sammensætning, hvilket dikterer forskelle i de kemiske og fysiske egenskaber af de tilsvarende forbindelser - isomerer . I tilfælde af koordinationsforbindelser kan disse forskelle være forbundet både med den specifikke placering af ligander i den indre koordinationssfære og med fordelingen af ​​ligander mellem den indre og ydre sfære.

Isomerisme er direkte relateret til tilstedeværelsen eller fraværet i forbindelsen af ​​visse symmetrielementer: roterende akser, spejl-roterende akser, center- og symmetriplaner.

Den stereokemiske konfiguration karakteriserer det relative rumlige arrangement af atomer eller grupper af atomer i et molekyle af en kemisk forbindelse. Betydningen af ​​dette udtryk afhænger af det specifikke rumlige arrangement af atomer i kompleksets struktur. Det bruges til at beskrive en figur eller et polyeder, sammen med en yderligere definition, der karakteriserer de særlige forhold ved det rumlige arrangement af atomer. Så vi kan tale om cis- eller trans-konfiguration; D (d), L (l), DL (dl) - henholdsvis højrehåndet, venstrehåndet konfiguration, racemat .

Der er to typer isomerer:

1) forbindelser, hvor sammensætningen af ​​den indre sfære og strukturen af ​​de koordinerede ligander er identiske ( geometriske , optiske, konformationelle, koordinationspositioner);

2) forbindelser, for hvilke forskelle er mulige i sammensætningen af ​​den indre sfære og strukturen af ​​ligander (ionisering, hydrat, koordination, ligand).

Rumlig (geometrisk) isomerisme

Denne type isomerisme er forårsaget af den ulige placering af ligander i den indre sfære i forhold til hinanden. En nødvendig betingelse for geometrisk isomeri er tilstedeværelsen af ​​mindst to forskellige ligander i den indre koordinationssfære. Geometrisk isomeri manifesterer sig hovedsageligt i komplekse forbindelser med en oktaedrisk struktur, strukturen af ​​en flad firkant eller en firkantet pyramide. Når antallet af forskellige ligander i den indre sfære stiger, stiger antallet af geometriske isomerer.

• cis- [ CoCl2 ( NH3 ) 4 ] +

• trans- [ CoCl2 ( NH3 ) 4 ] +

• Gran- (fac-) ansigt - [CoCl 3 (NH 3 ) 3 ]

• Os- (mer-) rib - [CoCl 3 (NH 3 ) 3 ]

Optisk isomeri

Optisk isomerisme er forbundet med nogle komplekse forbindelsers evne til at eksistere i form af to former, der ikke er kompatible i tredimensionelt rum og er spejlbilleder af hinanden, som en venstre hånd og en højre hånd. Derfor kaldes optisk isomerisme nogle gange også spejlisomerisme.

• Λ-[Fe(ox) 3 ] 3−

• Δ-[Fe(ox) 3 ] 3−

• Λ- cis - [CoCl 2 (en) 2 ] +

• Δ - cis- [CoCl2 ( en) 2 ] +

Strukturel isomeri

Hydrat (solvat) isomerisme består i en forskellig fordeling af opløsningsmiddelmolekyler mellem de indre og ydre sfærer af en kompleks forbindelse, i en anden karakter af den kemiske binding af vandmolekylermed et kompleksdannende middel. For eksempel: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 (lilla), [Cr(H 2 O) 5 Cl] Cl 2 ∙ H 2 O (lysegrøn), [Cr(H 2 O) 4 Cl 2 ] Cl ∙ 2H2O (mørkegrøn).

Ioniseringsisomeri bestemmes af den forskellige fordeling af ladede ligander mellem kompleksets indre og ydre sfærer og karakteriserer evnen af ​​koordinationsforbindelser med samme grundstofsammensætning til at give forskellige ioner i opløsning . Eksempler på forbindelser: [Co(NH3 ) 5Br ] SO4 ( rød - violet), [Co(NH3 ) 5SO4 ] Br(rød).

Koordinationsisomerisme er forbundet med overgangen af ​​ligander fra et kompleksdannende middel til et andet: [Co(NH3 ) 6 ] [Cr(CN) 6 ] og [Cr(NH3) 6 ][Co(CN) 6 ] .

Elektroniske egenskaber

Farvelægning

Farven på komplekse forbindelser afhænger af typen af ​​ligander og det kompleksdannende middel. På grund af opsplitning af energien af ​​d-orbitaler bliver det muligt for elektroner at passere fra underniveauerne d xy , d zy , d xz til ledige underniveauer med en højere energi d z 2 , d z 2 - y 2 under handlingen af absorberede lysmængder. Disse fænomener kan observeres ved hjælp af elektronspektroskopi . Afhængigt af forskellen i de opdelte niveauer absorberer komplekserne lyskvanter af visse bølgelængdeområder , derfor har de den tilsvarende farve.

Eksempler på komplekse forbindelser i forskellige farver

	FeII _	Fe III	Co II	Cu II	Al III	CrIII _
hydreret ion	[Fe(H 2 O) 6 ] 2+ Lysegrøn	[Fe( H2O ) 5 (OH)] 2+ Tan	[Co(H 2 O) 6 ] 2+ Pink	[Cu(H 2 O) 6 ] 2+ Grå-blå	[Al(H 2 O) 6 ] 3+ Farveløs	[Cr(H 2 O) 6 ] 3+ Lysegrøn
OH - , fortyndet opløsning	[Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Lysegrøn	[Fe( H2O ) 3 (OH) 3 ] Brun	[Co( H2O ) 4 (OH) 2 ] Blå	[Cu( H2O ) 4 (OH) 2 ] Blå	[Al( H2O ) 3 (OH) 3 ] Hvid	[Cr( H2O ) 3 (OH) 3 ] Grøn
OH - , koncentreret opløsning	[Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Lysegrøn	[Fe( H2O ) 3 (OH) 3 ] Brun	|[Co(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Blå	[Cu( H2O ) 4 (OH) 2 ] Blå	[Al(OH) 4 ] - Farveløs	[Cr(OH) 6 ] 3- Lysegrøn
NH3 , fortyndet opløsning	[Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Lysegrøn	[Fe( H2O ) 3 (OH) 3 ] Brun	[Co( H2O ) 4 (OH) 2 ] Blå	[Cu( H2O ) 4 (OH) 2 ] Blå	[Al( H2O ) 3 (OH) 3 ] Hvid	[Cr( H2O ) 3 (OH) 3 ] Grøn
NH3 , koncentreret opløsning	[Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] Lysegrøn	[Fe( H2O ) 3 (OH) 3 ] Brun	[ Co (NH3 ) 6 ] 2+ Gul	[Cu ( NH3 ) 4 ( H2O ) 2 ] 2+ | Mørkeblå	[Al( H2O ) 3 (OH) 3 ] Hvid	[Cr(NH 3 ) 6 ] 3+ Lysegrøn
CO 3 2-	FeCO 3 Lysegrøn	[Fe( H2O ) 3 (OH) 3 ] Brun	CoCO 3 Pink	CuCO3 blå _

Magnetiske egenskaber

Blandt kemiske forbindelser, herunder komplekse, skelnes paramagnetiske og diamagnetiske, som interagerer forskelligt med et eksternt magnetfelt . Paramagnetiske komplekser har et moment µ og derfor, når de interagerer med et eksternt magnetfelt, trækkes de ind i det. I modsætning hertil skubbes diamagnetiske komplekser , der ikke har noget iboende magnetisk moment, ud af det eksterne magnetfelt. Stoffers paramagnetiske egenskaber skyldes tilstedeværelsen af ​​uparrede elektroner i deres struktur og, i tilfælde af komplekser, forklares ved den specifikke fyldning af energiniveauer med elektroner.

Der er to principper, der bestemmer fyldningen af ​​d-orbitaler opdelt i dε og dγ underniveauer med elektroner.

1. Elektroner fylder orbitalerne, så antallet af uparrede elektroner er maksimalt ( Hunds regel ).

2. Orbitaler med lavere energi fyldes først .

Givet disse regler, når antallet af d-elektroner i det kompleksdannende middel er fra 1 til 3 eller 8, 9, 10, kan de kun arrangeres i d-orbitaler på én måde (i overensstemmelse med Hunds regel). Med antallet af elektroner fra 4 til 7 i et oktaedrisk kompleks er det muligt enten at besætte orbitaler , der allerede er fyldt med en elektron, eller at fylde frie dγ-orbitaler med højere energi. I det første tilfælde kræves energi for at overvinde frastødningen mellem elektroner placeret i samme orbital, i det andet tilfælde for at bevæge sig til en højere energiorbital. Fordelingen af ​​elektroner i orbitaler afhænger af forholdet mellem energierne af spaltning (Δ) og parring af elektroner (P). Ved lave værdier af Δ ("svagt felt") kan værdien af ​​Δ være < P, så vil elektronerne optage forskellige orbitaler, og deres spin vil være parallelle. I dette tilfælde dannes ydre orbitale (højspin) komplekser, som er karakteriseret ved et bestemt magnetisk moment µ. Hvis energien af ​​interelektronisk frastødning er mindre end Δ ("stærkt felt"), det vil sige Δ> Р, parres elektroner på dε orbitaler, og der dannes intraorbitale (lavt spin) komplekser, hvis magnetiske moment er µ = 0. Værdien af ​​kompleksets magnetiske moment kan bestemmes ved at måle afhængigheden af ​​dets magnetiske følsomhed af temperaturen . I en mere nøjagtig analyse af kompleksets magnetiske modtagelighed er det også nødvendigt at tage højde for de diamagnetiske korrektioner, der dannes af alle de atomer, der udgør dets molekyle. Disse korrektionsfaktorer kaldes Pascals konstanter .

Ansøgning

• Galvanisering er beskyttelse af et metal af et andet. Komplekse forbindelser af cyanider er vigtige ved elektroformning , da det nogle gange er umuligt at opnå en så stærk belægning fra almindeligt salt, som ved brug af komplekse forbindelser.
• Elektrolytisk produktion af metaller. For eksempel danner aluminium i en kryolitsmelte Na3[AlF6]-komplekset. Metaller såsom Nb, Tl, Th, Mg opnås fra smelter af forbindelser af komplekse salte.
• Beskyttelse af metaller mod korrosion. Inhibitorer er komplekse salte, hvor organiske stoffer også fungerer som ligander.
• Analytisk kemi . Mange indikatorer , reagenser, der hjælper med at genkende stoffer, ioner og endda ionladninger, er komplekse forbindelser.
• Mange komplekse forbindelser har væsentlig højere katalytisk aktivitet end de tilsvarende rene metaller, og deres opløselighed sikrer den nødvendige tilgængelighed af katalysatoratomet under helt andre temperaturforhold end metallet i den faste fase. Derfor er de meget brugt i uorganisk og organisk syntese. Således er brugen af ​​komplekse forbindelser forbundet med muligheden for at opnå en række kemiske produkter: lakker , maling , fotografiske materialer osv.
• Indhentning og rensning af metaller.
  • Kemiske metoder til udvinding af metaller fra malme er forbundet med dannelsen af ​​CS. For at adskille guld fra sten for eksempel behandles malmen med en natriumcyanidopløsning i nærværelse af oxygen .
  • For at opnå rent jern , nikkel , kobolt anvendes termisk nedbrydning af metalcarbonyler . Disse forbindelser er flygtige væsker, der let nedbrydes ved frigivelse af de tilsvarende metaller.
• De vigtigste organiske forbindelser - hæmoglobin og klorofyl  - er også komplekse forbindelser, de er en porphyrinring med en metalion i midten.
• Syntesen af ​​mange lægemidler, vitaminer, kosttilskud og mange andre stoffer er forbundet med komplekse forbindelser.

Links

• Komplekse forbindelser - artikel fra Great Soviet Encyclopedia . 
• kompleks dannelse

Litteratur

1. Akhmetov N. S. Generel og uorganisk kemi. - M .: Højere skole, 2003. - 743 s.
2. Glinka N. L. Generel kemi. - M .: Højere skole, 2003. - 743 s.
3. Kiselev Yu. M. Kemi af koordinationsforbindelser. — M.: Integral-Press, 2008. — 728 s.
4. Ershov. Generel kemi. - Ottende udgave, stereotypisk. - Moskva: Higher School, 2010. - 560 s.

Se også

• Interkomplekse forbindelser
• Alfred Werner
• ligand
• isomerisme
• koordinationsnummer

Ordbøger og encyklopædier	Britannica (online) Britannica (online) Britannica (online) Brockhaus Universalis
I bibliografiske kataloger	NDL : 00570064 NKC : ph114978