(СК) БГ т0 комплексний іон дисоціює оборотно і в незначній мірі на складові його частки: [Fe (CN) 6 < span align = "justify">] 4 ~ <- В»Fe 2 + +6 CN ~ Оборотний процес характеризується своєю константою рівноваги, яка в даному випадку називається константою нестійкості (KJ комплексу. K H = [Fe + ] [CN "] 7 [[Fe ( CN) 6] '"]. Чим менше К н тим більш міцний даний комплекс Як правило, координаційне число атома металу не збігається з його ступенем окислення: зазвичай координаційне число атома металу вище його ступеня окислення. Число координаційних зв'язків, що утворюються одним і тим же лігандом з одним атомом металу-комплексоутворювача, наз-ся дентантност'ю (стара наз-ие координаційна ємність). Т.ч. ліганди можуть бути монодентантнимі і полідентантнимі (бі, три, тетра, пента, гексадентантнимі). Монодентантние ліганди - це аніони F, СГ, ВГ ", Г, Н", CN ", NO" 2 , SCN", нейтральні молекули, що мають тільки один донорний атом - аміак NH 3 , первинні аміни R - NH2, молекули води. Вони зазвичай утворюють одну координаційну зв'язок (окрім освіти мостікових зв'язків між 2-ма атомами металу), стор 184, 1-ий тому, Харитонов. Координаційна зв'язок метал-ліганд може бути полярним ковалентним, за походженням донорно-акцепторної, так в тетраамміачном комплексі міді (11) [Сі (№ 1З) 4 ] 2 + , донорно-акцепторний зв'язок Сі 11 - *-NH 3 .
Кожна така координаційна зв'язок мідь (11)-аміак утворюється за рахунок відтягування В«вільноїВ» електронної пари від молекули аміаку на порожню орбіталь міді (П), що в записі хімічної формули позначається стрілкою, спрямованої від донора до акцептору. Найбільш поширеними є три підходи до розуміння природи хімічного зв'язку в координаційних сполуках металів: теорія кристалічного поля, метод валентних зв'язків та теорія молекулярних орбіталей. Комплексні сполуки можуть бути катіонного, аніонного типу та комплексами-неелектролітами, точніше слабкими електролітами. Внутрішня сфера комплексів катіонного типу несе позитивний заряд, наприклад, [Cu (NH3) 4] + , [Ag (NH3) 2], [Co (NCS) 2En 2 ]-En - молекула етілендіаміна. Внутрішня сфера комплексів аніонного типу несе негативний заряд, наприклад, [Ag (S2O3) 2] J ~, [Sb (OH) 6 ] + , [Со (Ж> 2) б] "". Внутрішня сфера комплексів-неелектролітів не несе ніякого електричного заряду, наприклад, [R (NH 3 ) 2 C1 2 ]. He менш важливими є висновки А. Вернера, що стосуються стереохімії комплексних сполук. Основне положення полягає в тому, що молекули і іони, пов'язані з центральним іоном побічними валентності, розташовуються навколо нього в просторі як у кристалічному стані, так і в розчинах. Просторова будова внутрішньої сфери комплексів може бути лінійним, трикутним, квадратним, Тетраедрично і т.д. залежно від природи центрального атома металу, лігандів, зовнішньосферних оточення. Комплексні сполуки катіонного і аніонного типів найчастіше розчинні у воді, комплекси-неелектролітів, як правило, малорастворіми у воді. Спочатку, як уже вказувалося вище на прикладі ферроцианида калію відбувається первинна дисоціація - отщепляются іони зовнішнього середовища. При первинній дисоціації комплексу, що має іони у зовнішній сфері, з'єднання поводиться як сильний електроліт. Потім відбувається вторинна дисоціація вже за типом слабкого електроліту - отщепляются ліганди внутрішньої сфери. Кожна ступінь дисоціації внутрішньої сфери комплексу характеризується своєю константою хімічної рівноваги, формули стор 191.
. Внутрішньокомплексні (хелатні) з'єднання. p align="justify">) Біокоордінаціонние з'єднання (хелати);
) Застосування хелатів в аналітичній хімії;
...
