Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы (комплексные ионы), способные к самостоятельному существованию.

Значение комплексных соединений для различных областей техники очень велико. Способность веществ образовывать комплексные соединения используется для разработки эффективных методов получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей, лекарственных препаратов, очистки природных и сточных вод, растворения накипи в парогенераторах и т.п.

Первые комплексные соединения были синтезированы в середине 19 века. Основоположником теории комплексных соединений стал швейцарский ученый Вернер, разработавший в 1893 г. координационную теорию . Большой вклад в химию комплексных соединений внесли русские ученые Л.А. Чугаев, И.И. Черняев и их ученики.

Структура комплексных соединений:

1. В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы . Внутреннюю сферу называют комплексом. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. Например, в комплексных соединениях а) К 2 [ВеF 4 ], б) Cl 2 , внутреннюю сферу составляют группировки атомов - комплексы а) [ВеF 4 ] 2- и б) 2+ , а внешнюю сферу составляют соответственно ионы а) 2К + и б) 2Сl - .

2. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, или атом внутренней среды занимает центральное место и называется комплексообразователем . В формуле комплекса (внутренней сферы) комплексообразователь указывается первым. В приведенных примерах это ионы а) Ве 2+ и б) Zn 2+ .

Комплексообразователями являются атомы или чаще ионы металлов, относящиеся к p-, d-, f- элементам и имеющие достаточное число свободных орбиталей (Cu 2+ , Pt 2+ , Pt 4+ , Ag + , Zn 2+ , Al 3+ и т.д.).

3. Вокруг комплексообразователя расположено (или, как говорят, координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (или аддендами). В данном случае это а) ионы F - и б) молекулы NН 3 .

Лигандами в комплексных соединениях могут служить анионы F - , OH - , CN - , CNS - , NO 2 - , CO 3 2- , C 2 O 4 2- и др., нейтральные молекулы Н 2 О, NН 3 , СО, NО и др.

Число координационных мест, занятых лигандами вокруг комплексообразователя (в простейших случаях - число лигандов, окружающих комплексообразователь), называется координационным числом (к.ч.) комплексообразователя. Координационные числа различных комплексообразователей имеют значение от 2 до 12.

Ниже сопоставлены наиболее характерные координационные числа в растворах и заряд центрального иона (комплексообразователя):

Примечание: подчеркнуты чаще встречающиеся координационные числа в тех случаях, когда возможны два различных типа координации.

В рассмотренных примерах координационные числа комплексообразователей составляют: а) к.ч. (Ве 2+) = 4, б) к.ч. (Zn 2+) = 4.

Б. Затем называют числа и названия нейтральных лигандов:

В. Последним называется комплексообразователь в родительном падеже с указанием степени его окисления (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя).

Например, Cl - хлорид хлоротриамминплатины (II).

Если металл образует ион с одной степенью окисления, то она в название комплекса может не входить. Например, Cl 2 - дихлорид тетраамминцинка.

2. Название комплексного аниона образуется аналогичным образом, с добавлением суффикса «ат» к корню латинского названия комплексообразователя (например, феррат, никелат, хромат, кобальтат, купрат и т.д.). Например :

K 2 - гексахлороплатинат (IV) калия;

Ba 2 - тетрароданодиамминхромат (III) бария;

K 3 - гексацианоферрат (III) калия;

K 2 - тетрафторобериллат калия.

3. Названия нейтральных комплексных частиц образуются так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень его окисления не указывают, т.к. она определяется электронейтральностью комплекса. Например:

Дихлородиамминплатина;

Тетракарбонилникель.

Классификация комплексных соединений. Комплексные соединения очень разнообразны по строению и свойствам. Системы их классификации основываются на различных принципах:

1. По характеру электрического заряда различают катионные, анионные и нейтральные комплексы.

Комплекс с положительным зарядом называют катионным, например 2+ , с отрицательным зарядом - анионным, например 2- , с нулевым зарядом - нейтральным, например .

2. По типу лигандов различают:

а) кислоты, например:

H - тетрахлороаурат (III) водорода;

H 2 - гексахлороплатинат (IV) водорода;

б) основания, например:

(OH) 2 - гидроксид тетраамминмеди (II);

OH - гидроксид диамминсеребра;

в) соли, например:

K 3 - гексагидроксоалюминат калия;

Cl 3 - хлорид гексааквахрома (III);

г) неэлектролиты, например, - дихлородиамминплатина.

Образование химических связей в комплексных соединениях. Для объяснения образования и свойств комплексных соединений в настоящее время применяют ряд теорий:

1) метод валентных связей (МВС);

2) теория кристаллического поля;

3) метод молекулярных орбиталей.

Согласно МВС при образовании комплексов между комплексообразователем и лигандами возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму . Комплексообразователи имеют вакантные орбитали, т.е. играют роль акцепторов. Как правило, в образовании связей участвуют различные вакантные орбитали комплексообразователя, поэтому происходит их гибридизация. Лиганды имеют неподеленные пары электронов и играют роль доноров в донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи.

Для примера рассмотрим образование комплекса 2+ . Электронные формулы валентных электронов:

Атома Zn - 3d 10 4s 2 ;

Комплексообразователя иона цинка

Zn 2+ - 3d 10 4s 0

Как видно, у иона цинка на внешнем электронном уровне имеются четыре близкие по энергии вакантные атомные орбитали (одна 4s и три 4р), которые будут подвергаться sр 3 - гибридизации; ион Zn 2+ , как комплексообразователь, имеет к.ч.=4.

При взаимодействии иона цинка с молекулами аммиака, атомы азота которого имеют неподеленные пары электронов (:NН 3), образуется комплекс :

Пространственная структура комплекса определяется типом гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя (в данном случае тетраэдр). Координационное число зависит от числа вакантных орбиталей комплексообразователя.

При образовании донорно-акцепторных связей в комплексах могут использоваться не только s- и р- орбитали, но и d- орбитали. В этих случаях происходит гибридизация с участием d-орбиталей. Ниже в таблице приведены некоторые виды гибридизации и соответствующие им пространственные структуры:

Таким образом, МВС позволяет предсказать состав и структуру комплекса. Однако этот метод не может объяснить такие свойства комплексов, как прочность, цвет и магнитные свойства. Вышеуказанные свойства комплексных соединений описывает теория кристаллического поля.

Диссоциация комплексных соединений в растворах. Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения сильно различаются по устойчивости.

Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами (ионная связь) и легко отщепляются в водном растворе подобно ионам сильных электролитов.

Диссоциация (распад) комплексного соединения на ионы внешней сферы и комплексный ион (комплекс) называется первичной. Она протекает почти нацело, до конца, по типу диссоциации сильных электролитов.

Например, процесс первичной диссоциации при растворении тетрафторобериллата калия может быть записан по схеме:

К 2 [ВеF 4 ] = 2К + + [ВеF 4 ] 2- .

Лиганды , находящиеся во внутренней сфере комплексного соединения, связаны с комплексообразователем прочными ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму, и диссоциация комплексных ионов в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени по типу диссоциации слабых электролитов, т.е. обратимо до установления состояния равновесия. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации. Например, ион тетрафторобериллат диссоциирует лишь частично, что выражается уравнением

[ВеF 4 ] 2- D Ве 2+ + 4F - (уравнение вторичной диссоциации).

Диссоциация комплекса как обратимый процесс характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплекса К н.

Для рассматриваемого примера:

К н - табличная (справочная) величина. Константы нестойкости, в выражения которых входят концентрации ионов и молекул, называются концентрационными. Более строгими и не зависящими от состава и ионной силы раствора являются К н, содержащие вместо концентрации активности ионов и молекул.

Значения К н различных комплексов колеблются в широких пределах и могут служить мерой их устойчивости. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости.

Так, среди однотипных соединений, обладающих различными значениями констант нестойкости

наиболее устойчив комплекс - , а наименее устойчив - .

Как и любая константа равновесия, константа нестойкости зависит только от природы комплексного иона, комплексообразователя и лигандов, растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации (активности) веществ в растворе .

Чем больше заряды комплексообразователя и лигандов и чем меньше их радиусы, тем выше устойчивость комплексов. Прочность комплексных ионов, образованных металлами побочных подгрупп, выше прочности ионов, образованных металлами главных подгрупп.

Процесс распада комплексных ионов в растворе протекает многоступенчато, с последовательным отщеплением лигандов. Например, диссоциация иона аммиаката меди (II) 2+ происходит по четырем ступеням, соответствующим отрыву одной, двух, трех и четырех молекул аммиака:

Для сравнительной оценки прочности различных комплексных ионов пользуются не константой диссоциации отдельных ступеней, а общей константой нестойкости всего комплекса, которую определяют перемножением соответствующих констант ступенчатой диссоциации. Например, константа нестойкости иона 2+ будет равна:

K H = K Д1 · K Д2 · K Д3 ·K Д4 = 2,1·10 -13 .

Для характеристики прочности (устойчивости) комплексов применяют также величину, обратную константе нестойкости, ее называют константой устойчивости (К уст) или константой образования комплекса:

Равновесие диссоциации комплексного иона может смещаться избытком лигандов в сторону его образования, а уменьшение концентрации одного из продуктов диссоциации, наоборот, может привести к полному разрушения комплекса.

С помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы или комплексные ионы. Хотя все зависит от произведения растворимости (ПР) соли, образование которой протекало бы при добавлении соответствующих растворов в качественных реакциях. В этом можно убедиться на основании следующих реакций. Если на раствор, содержащий комплексный ион + , подействовать раствором какого-нибудь хлорида, то осадка не образуется, хотя из растворов обычных солей серебра при добавлении хлоридов выделяется осадок хлорида серебра.

Очевидно, концентрация ионов серебра в растворе слишком мала, чтобы при введении в него даже избытка хлорид-ионов можно было бы достигнуть величины произведения растворимости хлорида серебра (ПР АgСl = 1,8·10 -10). Однако после прибавления к раствору комплекса йодида калия выпадает осадок йодида серебра. Это доказывает, что ионы серебра все же имеются в растворе. Как ни мала их концентрация, но она оказывается достаточной для образования осадка, т.к. ПР АgI = 1·10 -16 , т.е. значительно меньше, чем у хлорида серебра. Точно так же при действии раствора Н 2 S получается осадок сульфида серебра Аg 2 S, произведение растворимости которого равно 10 -51 .

Ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций имеют вид:

I - D АgI↓ + 2NН 3

2 + + H 2 S D Ag 2 S↓ + 2NH 3 + 2NH 4 + .

Комплексные соединения с малоустойчивой внутренней сферой называют двойными солями. Обозначают их иначе, а именно - как соединения молекул. Например: СаСО 3 ·Nа 2 СО 3 ; СuСl 2 ·КСl; КСl·MgСl 2 ; 2NaСl·СoСl 2 . Двойные соли можно рассматривать как соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся одинаковые анионы, но разные катионы; химические связи в этих соединениях носят преимущественно ионный характер и поэтому в водных растворах они диссоциируют практически полностью на отдельные ионы. Если, например, растворить в воде хлорид калия и меди (II), то происходит диссоциация по типу сильного электролита:

CuCl 2 ·KCl = Cu 2+ + 3Cl - + K + .

Все образовавшиеся в растворе двойной соли ионы можно обнаружить с помощью соответствующих качественных реакций.

Реакции в растворах комплексных соединений. Смещение равновесия в обменных реакциях в растворах электролитов с участием комплексных ионов определяется теми же правилами, что и в растворах простых (некомплексных) электролитов, а именно: равновесие смещается в направлении возможно более полного связывания ионов (комплексообразователя, лигандов, ионов внешней сферы), приводящего к образованию нерастворимых, малорастворимых веществ или слабых электролитов.

В связи с этим в растворах комплексных соединений возможны реакции:

1) обмена ионов внешней сферы, при котором состав комплексного иона остается постоянным;

2) внутрисферного обмена.

Первый тип реакции реализуется в тех случаях, когда это приводит к образованию нерастворимых и малорастворимых соединений. Примером может быть взаимодействие K 4 и K 3 соответственно с катионами Fе 3+ и Fе 2+ , которое дает осадок берлинской лазури Fe 4 3 и турнбулевой сини Fe 3 2:

3 4- + 4Fe 3+ = Fe 4 3 ↓,

берлинская лазурь

2 3- + 3Fe 2+ = Fe 3 2 ↓.

турнбулева синь

Реакции второго типа возможны в тех случаях, когда это приводит к образованию более устойчивого комплекса, т.е. с меньшим значением К н, например :

2S 2 O 3 2- D 3- + 2NН 3 .

К н: 9,3·10 -8 1·10 -13

При близких значениях К н возможность такого процесса определяется избытком конкурирующего лиганда.

Для комплексных соединений возможны и окислительно-восстановительные реакции, проходящие без изменения атомного состава комплексного иона, но с изменением его заряда, например:

2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH = 2 K 4 + O 2 + 2H 2 O.

Комплексные соединения.

Все неорганические соединœения делятся на две группы:

1. соединœения первого порядка, ᴛ.ᴇ. соединœения подчиняющиеся теории валентности;

2. соединœения высшего порядка, ᴛ.ᴇ. соединœения, не подчиняющиеся понятиям теории валентности. К соединœениям высшего порядка относятся гидраты, аммиакаты и т.д.

CoCl 3 + 6 NH 3 = Co(NH 3) 6 Cl 3

Вернер (Швейцария) ввел в химию представления о соединœениях высшего порядка и дал им название комплексные соединœения . К КС он отнес всœе наиболее устойчивые соединœения высшего порядка, которые в водном растворе либо вообще не распадаются на составные части, либо распадаются в незначительной степени. В 1893 г Вернер предположил, что любой элемент после насыщения способен проявлять еще и дополнительную валентность – координационную . По координационной теории Вернера, в каждом КС различают:

Cl 3: комплексообразователь (КО = Со), лиганды (NH 3), координационное число (КЧ = 6), внутреннюю сферу , внешнюю среду (Cl 3), координационную емкость.

Центральный атом внутренней сферы, вокруг которого группируются ионы или молекулы, принято называть комплексообразователœем. Роль комплексообразователœей чаще всœего выполняют ионы металлов, реже нейтральные атомы или анионы. Ионы или молекулы, координирующиеся вокруг центрального атома во внутренней сфере, называются лигандами . Лигандами бывают анионы: Г - , ОН-, СN-, CNS-, NO 2 - ,CO 3 2- , C 2 O 4 2- , нейтральные молекулы: Н 2 О, СО, Г 2 , NH 3 , N 2 H 4 . Координационное число – число мест во внутренней сфере комплекса, которые бывают заняты лигандами. КЧ обычно выше степени окисления. КЧ = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Чаще всœего встречаются КЧ = 4, 6, 2. Эти числа соответствуют наиболее симметричной конфигурации комплекса – октаэдрической (6), тетраэдрической (4) и линœейной (2). КЧ зависти от природы комплексообразователя и лигандов, а также от размеров КО и лигандов. Координационная емкость лигандов – число мест во внутренней сфере комплекса, занимаемых каждым лигандом. Для большинства лигандов координационная емкость равна единице (монодентатныелиганды ), реже двум (бидентатныелиганды ), существуют лиганды с большей емкостью (3, 4 ,6) – полидентатныелиганды . Заряд комплекса численно должен быть численно равен суммарному внешней сферы и противоположен ему по знаку. 3+ Cl 3 - .

Номенклатура комплексных соединœений. Многие комплексные соединœения сохранили свои исторические названия, связанные с цветом или с именем ученого их синтезирующего. Сегодня применяется номенклатура ИЮПАК.

Порядок перечисления ионов . Первым принято называть анион, затем катион, при этом в названии аниона употребляется корень латинского наименования КО, а в названии катиона – его русское название в родительном падеже.

Cl – хлорид диамминсеребра; K 2 – трихлорокупрат калия.

Порядок перечисления лигандов . Лиганды в комплексе перечисляются в следующем порядке: анионные, нейтральные, катионные – без разделœения дефисом. Анионы перечисляются в порядке H - , O 2- , OH - , простые анионы, сложные анионы, полиатомные анионы, органические анионы.

SO 4 – сульфат хлоронитродиамминэтилендиаминплатины (+4)

Окончание координационных групп. Нейтральные группы называются также, как и молекулы. Исключением являются аква (Н 2 О), амин (NH 3). К отрицательно заряженным анионам прибавляют гласную ʼʼОʼʼ

– гексоцианоферрат (+3) гексааминакобальта (+3)

Приставки, указывающие число лигандов.

1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента͵ 6 – гекса, 7 – гепта͵ 8 – окта͵ 9 – нона, 10 – дека, 11 – индека, 12 – додека, много – поли.

Приставки бис-, трис- используются перед лигандами со сложными названиями, где уже имеются приставки моно-, ди- и т.д.

Cl 3 – хлорид трис(этилендиамин)желœеза (+3)

В названиях комплексных соединœений вначале указывается анионная часть в именительном падеже и с суффиксом -ат, а затем катионная часть в родительном падеже. При этом, перед названием центрального атома как в анионной, так и в катионной части соединœения перечисляются всœе координированные вокруг него лиганды с указанием их числа греческими числительными (1 - моно (обычно опускается), 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента͵ 6 - гекса, 7 - гепта͵ 8 - окта). К названиям лигандов добавляют суффикс -о, причем вначале называют анионы, а затем нейтральные молекулы: Сl- - хлоро, CN- - циано, ОН- - гидроксо, С2О42- - оксалато, S2O32- - тиосульфато, (СН3)2NH - диметиламино и т.д. Исключения: названия Н2О и NH3 в качестве лигандов следующие: ʼʼакваʼʼ и ʼʼамминʼʼ. В случае если центральный атом входит в состав катиона, то используют русское название элемента͵ после которого в скобках римскими цифрами указывают его степень окисления. Для центрального атома в составе аниона употребляется латинское название элемента и степень окисления указывается перед этим названием. Для элементов с постоянной степенью окисления ее можно опускать. В случае неэлектролитов степень окисления центрального атома также не указывают, так как она определяется, исходя из электронейтральности комплекса. Примеры названий:

Cl2 - хлорид дихлоро-тетраммин-платины(IV),

OH - гидроксид диаммин-серебра(I).

Классификация комплексных соединœений. Применяется несколько различных классификаций КС.

1. по принадлежности к определœенному классу соединœений :

комплексные кислоты – Н 2

комплексные основания –

комплексные соли – K 2

2. По природе лигандов : аквакомплексы, аммиакаты. Цианидные, галогенидные и т.д.

Аквакомплексы - комплексы, в которых лигандами служат молекулы воды, к примеру Cl 2 - хлорид гексааквакальция. Аммиакаты и аминаты - комплексы, в которых лигандами являются молекулы аммиака и органических аминов, к примеру: SO 4 - сульфат тетрамминмеди(II). Гидроксокомплексы. В них лигандами служат ионы ОН-. Особенно характерны для амфотерных металлов. Пример: Na 2 - тетрагадроксоцинкат(II) натрия. Ацидокомплексы. В этих комплексах лигандами являются анионы-кислотные остатки, к примеру K 4 - гексацианоферрат(II) калия.

3. по знаку заряда комплекса : катионные, анионные, нейтральные

4. по внутренней структуре КС : по числу ядер, составляющих комплекс :

моноядерные - Н 2 , двухядерные – Cl 5 и т.д.,

5. по отсутствию или наличию циклов: простые и циклические КС.

Циклические или хелатные (клешневидные) комплексы. Οʜᴎ содержат би- или полидентатныйлиганд, который как бы захватывает центральный атом М подобно клешням рака:Примеры: Na 3 - триоксалато-(III)феррат натрия, (NO 3) 4 - нитрат триэтилендиамино-платины(IV).

К группе хелатных комплексов относятся и внутрикомплексные соединœения, в которых центральный атом входит в состав цикла, образуя связи с лигандами разными способами: по обменному и донорно-акцепторному механизмам. Такие комплексы очень характерны для аминокарбоновых кислот, к примеру, глицин образует хелаты с ионами Cu 2+ , Pt 2+ :

Хелатные соединœения отличаются особой прочностью, так как центральный атом в них как бы блокирован циклическим лигандом. Наибольшей устойчивостью обладают хелаты с пяти- и шестичленными циклами. Комплексоны настолько прочно связывают катионы металлов, что при их добавлении растворяются такие плохо растворимые вещества, как CaSO 4 , BaSO 4 , CaC 2 O 4 , CaCO 3 . По этой причине их применяют для умягчения воды, для связывания ионов металлов при крашении, обработке фотоматериалов, в аналитической химии. Многие комплексы хелатного типа имеют специфическую окраску и в связи с этим соответствующие соединœения-лиганды являются очень чувствительными реагентами на катионы переходных металлов. К примеру, диметилглиоксим [С(СН 3)NOH] 2 служит прекрасным реактивом на катионы Ni2+, Pd2+, Pt2+, Fe2+ и др.

Устойчивость комплексных соединœений. Константа нестойкости. При растворении КС в воде происходит распад, причем внутренняя сфера ведет себя как единое целое.

K = K + + -

Наряду с этим процессом в незначительной степени происходит диссоциация внутренней сферы комплекса:

Ag + + 2CN -

Для характеристики устойчивости КС вводится константа нестойкости , равная:

Константа нестойкости – мера прочности КС. Чем меньше К нест, тем более прочно КС.

Изомерия комплексных соединœений. Для комплексных соединœений изомерия очень распространена и различают:

1. сольватная изомерия обнаруживается в изомерах, когда распределœение молекул воды между внутренней и внешней сферами оказывается неодинаковой.

Cl 3 Cl 2 H 2 O Cl(H 2 O) 2

Фиолетовый светло-зелœеный темно-зелœеный

2. Ионизационная изомерия связана с различной легкостью диссоциации ионов из внутренней и внешней сферы комплекса.

4 Cl 2 ]Br 2 4 Br 2 ]Cl 2

SO 4 и Br - сульфатбромо-пентаммин-кобальта(III) ибромидсульфато-пентаммин-кобальта(III).

Clи NO 2 - хлориднитро-хлоро-диэтилендиамино-кобальта(III) инитритдихлоро-диэтилендиамино-кобальта(III).

3. Координационная изомерия встречается только у бикомплексных соединœений

[Со(NH 3) 6 ] [Со(CN) 6 ]

Координационная изомерия встречается в тех комплексных соединœениях, где и катион и анион являются комплексными.

К примеру, - тетрахлоро-(II)платинат тетраммин-хрома(II) и - тетрахлоро-(II)хромат тетраммин-платины(II) являются координационными изомерами

4. Изомерия связи возникает только тогда, когда монодентатныелиганды могут координироваться через два разных атома.

5. Пространственная изомерия обусловлена тем, что одинаковые лиганды располагаются вокруг КО либо рядом (цис ), либо напротив (транс ).

Цис-изомер (оранжевые кристаллы) транс-изомер (желтые кристаллы)

Изомеры дихлоро-диаммин-платины

При тетраэдрическом расположении лигандовцис-транс-изомерия невозможна.

6. Зеркальная (оптическая) изомерия , к примеру в катионе дихлоро-диэтилендиамино-хрома(III) + :

Как и в случае органических веществ, зеркальные изомеры имеют одинаковые физические и химические свойства и различаются ассиметрией кристаллов, направлением вращения плоскости поляризации света.

7. Изомерия лигандов , к примеру, для (NH 2) 2 (CH 2) 4 возможны следующие изомеры: (NH 2)-(CH 2) 4 -NH 2 , CH 3 -NH-CH 2 -CH 2 -NH-CH 3 , NH 2 -CH(CH 3) -CH 2 -CH 2 -NH 2

Проблема связи в комплексных соединœениях. Характер связи в КС различен и для объяснения в настоящее время используют три подхода: метод ВС, метод МО и метод теории кристаллического поля.

Метод ВС ввел Полинᴦ. Основные положения метода:

1. Связь в КС образуется в результате донорно-акцепторного взаимодействия. Лиганды предоставляют электронные пары, а комплексообразователь – свободные орбитали. Мера прочности связи – степень перекрывания орбиталей.

2. Орбитали КО подвергаются гибридизации, тип гибридизации определяется числом, природой и электронной структурой лигандов. Гибридизация КО определяется геометрию комплекса.

3. Дополнительное упрочнение комплекса происходит за счёт того, что наряду с s-связью образуется p связывание.

4. Магнитные свойства комплекса определяются числом неспаренных электронов.

5. При образовании комплекса распределœение электронов на орбиталях может оставаться как у нейтральных атомов, так и претерпевать изменения. Это зависит от природы лигандов, его электростатического поля. Разработан спектрохимический ряд лигандов. В случае если лиганды обладают сильным полем, то они смещают электроны, вызываю их спаривание и образование новой связи.

Спектрохимический ряд лигандов:

CN - >NO 2 - >NH 3 >CNS - >H 2 O>F - >OH - >Cl - >Br -

6. Метод ВС дает возможность объяснить образование связи даже в нейтральных и класстерных комплексах

K 3 K 3

1. У первого КС лиганды создают сильное поле, у второго – слабое

2. Нарисовать валентные орбитали желœеза:

3. Рассмотреть донорные свойства лигандов: CN - имеют свободные электронные орбитали и бывают донорами электронных пар.
Размещено на реф.рф
CN - обладает сильным полем, действует на 3dорбитали, уплотняя их.

В результате образуются 6 связей, при этом в связи участвуют внутренние 3 dорбитали, ᴛ.ᴇ. образуется внутриорбитальный комплекс. Комплекс является парамагнитным и низкоспиновым, т.к. есть один неспаренный электрон. Комплекс устойчивый, т.к. заняты внутренние орбитали.

Ионы F - имеют свободные электронные орбитали и бывают донорами электронных пар, обладают слабым полем, в связи с этим не может уплотнить электроны на 3d уровне.

В результате образуется парамагнитный, высокоспиновой, внешнеорбитальный комплекс. Малоустойчивый и реакционноспособный.

Достоинства метода ВС : информативность

Недостатки метода ВС : метод пригоден для определœенного круга веществ, метод не объясняет оптических свойств (окраска), не делает энергетической оценке, т.к. в некоторых случаях образуется квадратичный комплекс вместо более энергетически выгодного тетраэдрического.

Комплексные соединения. - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Комплексные соединения." 2017, 2018.

Общая химия: учебник / А. В. Жолнин; под ред. В. А. Попкова, А. В. Жолнина. - 2012. - 400 с.: ил.

Глава 7. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Глава 7. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексообразующие элементы являются организаторами жизни.

К. Б. Яцимирский

Комплексные соединения - наиболее обширный и разнообразный класс соединений. В живых организмах присутствуют комплексные соединения биогенных металлов с белками, аминокислотами, порфи-ринами, нуклеиновыми кислотами, углеводами, макроциклическими соединениями. Важнейшие процессы жизнедеятельности протекают с участием комплексных соединений. Некоторые из них (гемоглобин, хлорофилл, гемоцианин, витамин В 12 и др.) играют значительную роль в биохимических процессах. Многие лекарственные препараты содержат комплексы металлов. Например, инсулин (комплекс цинка), витамин В 12 (комплекс кобальта), платинол (комплекс платины) и т.д.

7.1. КООРДИНАЦИОННАЯ ТЕОРИЯ А. ВЕРНЕРА

Строение комплексных соединений

При взаимодействии частиц наблюдается взаимная координация частиц, которую можно определить как процесс комплексообразова-ния. Например, процесс гидратации ионов заканчивается образованием аквакомплексов. Реакции комплексообразования сопровождаются переносом электронных пар и приводят к образованию или разрушению соединений высшего порядка, так называемых комплексных (координационных) соединений. Особенностью комплексных соединений является наличие в них координационной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму:

Комплексными соединениями называются соединения, существующие как в кристаллическом состоянии, так и в растворе, особенностью

которых является наличие центрального атома, окруженного лигандами. Комплексные соединения можно рассматривать как сложные соединения высшего порядка, состоящие из простых молекул, способных к самостоятельному существованию в растворе.

По координационной теории Вернера в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Центральный атом с окружающими его лигандами образуют внутреннюю сферу комплекса. Ее обычно заключают в квадратные скобки. Все остальное в комплексном соединении составляет внешнюю сферу и пишется за квадратными скобками. Вокруг центрального атома размешается определенное число лигандов, которое определяется координационным числом (кч). Число координированных лигандов чаще всего равно 6 или 4. Лиганд занимает около центрального атома координационное место. При координации изменяются свойства как лигандов, так и центрального атома. Часто координированные лиганды невозможно обнаружить с помощью химических реакций, характерных для них в свободном состоянии. Более прочно связанные частицы внутренней сферы называются комплексом (комплексным ионом). Между центральным атомом и лигандами действуют силы притяжения (образуется ковалентная связь по обменному и (или) донорно-акцепторному механизму), между лигандами - силы отталкивания. Если заряд внутренней сферы равен 0, то внешняя координационная сфера отсутствует.

Центральный атом (комплексообразователь) - атом или ион, который занимает центральное положение в комплексном соединении. Роль комплексообразователя чаще всего выполняют частицы, имеющие свободные орбитали и достаточно большой положительный заряд ядра, а следовательно, могут быть акцепторами электронов. Это катионы переходных элементов. Наиболее сильные комплексообразовате-ли - элементы IB и VIIIB групп. Редко в качестве комплексообразо-

вателей выступают нейтральные атомы d-элементов и атомы неметаллов в различной степени окисления - . Число свободных атомных орбиталей, предоставляемых комплексообразователем, определяет его координационное число. Величина координационного числа зависит от многих факторов, но обычно она равна удвоенному заряду иона-комплексообразователя:

Лиганды - ионы или молекулы, которые непосредственно связаны с комплексообразователем и являются донорами электронных пар. Эти электроноизбыточные системы, имеющие свободные и подвижные электронные пары, могут быть донорами электронов, например:

Соединения р-элементов проявляют комплексообразующие свойства и выступают в комплексном соединении в качестве лигандов. Лигандами могут быть атомы и молекулы (белка, аминокислот, нуклеиновых кислот, углеводов). По числу связей, образуемых лигандами с комплексо-образователем, лиганды делятся на моно-, ди- и полидентатные лиганды. Вышеперечисленные лиганды (молекулы и анионы) являются моноден-татными, так как они доноры одной электронной пары. К бидентатным лигандам относятся молекулы или ионы, содержащие две функциональные группы, способные быть донором двух электронных пар:

К полидентатным лигандам можно отнести 6-дентатный лиганд этилендиаминтетрауксусной кислоты:

Число мест, занимаемых каждым лигандом во внутренней сфере комплексного соединения, называется координационной емкостью (дентатностью) лиганда. Она определяется числом электронных пар лиганда, которые участвуют в образовании координационной связи с центральным атомом.

Кроме комплексных соединений, координационная химия охватывает двойные соли, кристаллогидраты, распадающиеся в водном растворе на составные части, которые в твердом состоянии во многих случаях построены аналогично комплексным, но неустойчивы.

Наиболее устойчивые и разнообразные комплексы по составу и выполняемым ими функциям образуют d-элементы. Особенно большое значение имеют комплексные соединения переходных элементов: железа, марганца, титана, кобальта, меди, цинка и молибдена. Биогенные s -элементы (Na, К, Mg, Са) образуют комплексные соединения только с лигандами определенной циклической структуры, выступая также в качестве комплексообразователя. Основная часть р -элементов (N, P, S, О) является активной действующей частью комплексообразующих частиц (лигандов), в том числе и биолигандов. В этом состоит их биологическая значимость.

Следовательно, способность к комплексообразованию - это общее свойство химических элементов периодической системы, эта способность уменьшается в следующем порядке: f > d > p > s.

7.2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЗАРЯДА ОСНОВНЫХ ЧАСТИЦ КОМПЛЕКСНОГО СОЕДИНЕНИЯ

Заряд внутренней сферы комплексного соединения представляет собой алгебраическую сумму зарядов образующих ее частиц. Например, величина и знак заряда комплекса определяются следующим образом. Заряд иона алюминия равен +3, суммарный заряд шести гидроксид-ионов -6. Следовательно, заряд комплекса равен (+3) + (-6) = -3 и формула комплекса 3- . Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ему по знаку. Например, заряд внешней сферы K 3 равен +3. Следовательно, заряд комплексного иона равен -3. Заряд комплексообразователя равен по величине и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных частиц комплексного соединения. Отсюда, в K 3 заряд иона железа равен +3, так как суммарный заряд всех остальных частиц комплексного соединения равен (+3) + (-6) = -3.

7.3. НОМЕНКЛАТУРА КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Основы номенклатуры разработаны в классических трудах Вернера. В соответствии с ними в комплексном соединении вначале называют катион, а затем анион. Если соединение неэлектролитного типа, то его называют одним словом. Название комплексного иона пишется в одно слово.

Нейтральный лиганд называют так же, как и молекулу, а к лигандам-анионам добавляют в конце «о». Для координированной молекулы воды используют обозначение «аква-». Для обозначения числа одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса в качестве приставки перед названием лигандов используют греческие числительные ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д. Приставку мононе употребляют. Лиганды перечисляют в алфавитном порядке. Название лиганда рассматривают как единое целое. После названия лиганда следует наименование центрального атома с указанием степени окисления, которую обозначают римскими цифрами в круглых скобках. Слово аммин (с двумя «м») пишется применительно к аммиаку. Для всех других аминов употребляется только одно «м».

C1 3 - гексамминкобальта (III) хлорид.

C1 3 - аквапентамминкобальта (III) хлорид.

Cl 2 - пентаметиламминхлорокобальта (III) хлорид.

Диамминдибромоплатина (II).

Если комплексный ион является анионом, то его латинское название имеет окончание «am».

(NH 4) 2 - аммоний тетрахлоропалладат (II).

K - калий пентабромоамминплатинат (IV).

K 2 - калий тетрароданокобальтат (II).

Название сложного лиганда обычно заключают в круглые скобки.

NO 3 - дихлоро-ди-(этилендиамин) кобальта (III) нитрат.

Br - бромо-трис-(трифенилфосфин) платины (II) бромид.

В тех случаях, когда лиганд связывает два центральных иона, перед его названием употребляется греческая буква μ.

Такие лиганды называют мостиковыми и перечисляют последними.

7.4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

В образовании комплексных соединений важную роль играют донорно-акцепторные взаимодействия лиганда и центрального атома. Донором электронной пары, как правило, является лиганд. Акцептором - центральный атом, который имеет свободные орбитали. Связь эта прочна и не разрывается при растворении комплекса (неио-ногенна), и ее называют координационной.

Наряду с о-связями образуются π-связи по донорно-акцепторному механизму. При этом донором служит ион металла, отдающий свои спаренные d-электроны лиганду, имеющему энергетически выгодные вакантные орбитали. Такие связи называют дативными. Они образуются:

а)за счет перекрывания вакантных р-орбиталей металла с d-ор-биталью металла, на которой находятся электроны, не вступившие в σ-связь;

б)при перекрывании вакантных d-орбиталей лиганда с заполненными d-орбиталями металла.

Мерой ее прочности является степень перекрывания орбиталей лиган-да и центрального атома. Направленность связей центрального атома определяет геометрию комплекса. Для объяснения направленности связей используются представления о гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Гибридные орбитали центрального атома являются результатом смешения неравноценных атомных орбиталей, в результате форма и энергия орбиталей взаимно изменяются, и образуются орби-тали новой одинаковой формы и энергии. Число гибридных орбиталей всегда равно числу исходных. Гибридные облака располагаются в атоме на максимальном удалении друг от друга (табл. 7.1).

Таблица 7.1. Типы гибридизации атомных орбиталей комплексообразовате-ля и геометрия некоторых комплексных соединений

Пространственная структура комплекса определяется типом гибридизации валентных орбиталей и числом неподеленных электронных пар, содержащихся в его валентном энергетическом уровне.

Эффективность донорно-акцепторного взаимодействия лиганда и комплексообразователя, а следовательно, и прочность связи между ними (устойчивость комплекса) определяются их поляризуемостью, т.е. способностью трансформировать свои электронные оболочки под внешним воздействием. По этому признаку реагенты подразделяются на «жесткие», или малополяризуемые, и «мягкие» - легкополя-ризуемые. Полярность атома, молекулы или иона зависит от их размера и числа электронных слоев. Чем меньше радиус и электронов у частицы, тем она меньше поляризуется. Чем меньше радиус и меньше электронов у частицы, тем она хуже поляризуется.

Жесткие кислоты образуют с электроотрицательными атомами О, N, F лигандов (жестких оснований) прочные (жесткие) комплексы, а мягкие кислоты образуют с донорными атомами Р, S и I лигандов, имеющих низкую электроотрицательность и высокую поляризуемость, прочные (мягкие) комплексы. Мы наблюдаем здесь проявление общего принципа «подобное с подобным».

Ионы натрия, калия вследствие своей жесткости практически не образуют устойчивых комплексов с биосубстратами и в физиологических средах находятся в виде аквакомплексов. Ионы Са 2 + и Mg 2 + образуют достаточно устойчивые комплексы с белками и поэтому в физиологических средах находятся как в ионном, так и в связанном состоянии.

Ионы d-элементов образуют с биосубстратами (белками) прочные комплексы. А мягкие кислоты Cd, Pb, Hg сильно токсичны. Они образуют прочные комплексы с белками, содержащими R-SH сульф-гидрильные группы:

Цианид-ион токсичен. Мягкий лиганд активно взаимодействует с d-металлами в комплексах с биосубстратами, активируя последние.

7.5. ДИССОЦИАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ. УСТОЙЧИВОСТЬ КОМПЛЕКСОВ. ЛАБИЛЬНЫЕ И ИНЕРТНЫЕ КОМПЛЕКСЫ

При растворении в воде комплексных соединений обычно они распадаются на ионы внешней и внутренней сфер, подобно сильным электролитам, так как эти ионы связаны ионогенно, в основном электростатическими силами. Это оценивается как первичная диссоциация комплексных соединений.

Вторичная диссоциация комплексного соединения - это распад внутренней сферы на составляющие ее компоненты. Этот процесс протекает по типу слабых электролитов, так как частицы внутренней сферы связаны неионогенно (ковалентной связью). Диссоциация носит ступенчатый характер:

Для качественной характеристики устойчивости внутренней сферы комплексного соединения используют константу равновесия, описывающую полную ее диссоциацию, называемую константой нестойкости комплекса (Кн). Для комплексного аниона - выражение константы нестойкости имеет вид:

Чем меньше значение Кн, тем более устойчивой является внутренняя сфера комплексного соединения, т.е. тем меньше она диссоциирует в водном растворе. В последнее время вместо Кн используют значение константы устойчивости (Ку) - величины, обратной Кн. Чем больше значение Ку, тем более стабильный комплекс.

Константы устойчивости позволяют прогнозировать направление лигандообменных процессов.

В водном растворе ион металла существует в виде аквакомплексов: 2 + - гексаакважелезо (II), 2 + - тетрааквамедь (II). При написании формул гидратированных ионов координированные молекулы воды гидратной оболочки не указываем, но подразумеваем. Образование комплекса между ионом металла и каким-либо лигандом рассматриваем как реакцию замещения молекулы воды во внутренней координационной сфере этим лигандом.

Лигандообменные реакции протекают по механизму реакций S N -Типа. Например:

Значения констант устойчивости, приведенные в таблице 7.2, свидетельствуют о том, что за счет процесса комплексообразования происходит прочное связывание ионов в водных растворах, что указывает на эффективность использования данного типа реакций для связывания ионов, особенно полидентатными лигандами.

Таблица 7.2. Устойчивость комплексов циркония

В отличие от реакций ионного обмена образование комплексных соединений часто не является квазимгновенным процессом. Например, при взаимодействии железа (III) с нитрилтриметиленфосфоновой кислотой равновесие устанавливается через 4 суток. Для кинетической характеристики комплексов используются понятия - лабильный (быстро вступающий в реакцию) и инертный (медленно вступающий в реакцию). Лабильными комплексами, по предложению Г. Таубе, считаются такие, которые полностью обмениваются лигандами в течение 1 мин при комнатной температуре и концентрации раствора 0,1 М. Необходимо четко различать термодинамические понятия [прочный (устойчивый)/непрочный (неустойчивый)] и кинетические [инертный и лабильный] комплексы.

У лабильных комплексов замещение лигандов происходит быстро и быстро устанавливается равновесие. У инертных комплексов замещение лигандов протекает медленно.

Так, инертный комплекс 2 + в кислой среде термодинамически неустойчив: константа нестойкости равна 10 -6 , а лабильный комплекс 2- очень устойчив: константа устойчивости равна 10 -30 . Лабильность комплексов Таубе связывает с электронной структурой центрального атома. Инертность комплексов свойственна, главным образом, ионам с незаконченной d-оболочкой. К инертным относятся комплексы Со, Сr. Цианидные комплексы многих катионов с внешним уровнем s 2 p 6 лабильны.

7.6. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КОМПЛЕКСОВ

Процессы комплексообразования сказываются практически на свойствах всех частиц, образующих комплекс. Чем выше прочность связей лиганда и комплексообразователя, тем в меньшей степени в растворе проявляются свойства центрального атома и лигандов и тем заметнее сказываются особенности комплекса.

Комплексные соединения проявляют химическую и биологическую активность в результате координационной ненасыщенности центрального атома (имеются свободные орбитали) и наличия свободных электронных пар лигандов. В этом случае комплекс обладает электро-фильными и нуклеофильными свойствами, отличными от свойств центрального атома и лигандов.

Необходимо учитывать влияние на химическую и биологическую активность строения гидратной оболочки комплекса. Процесс образова-

ния комплексов оказывает влияние на кислотно-основные свойства комплексного соединения. Образование комплексных кислот сопровождается увеличением силы кислоты или основания соответственно. Так, при образовании комплексных кислот из простых энергия связи с ионами Н + падает и сила кислоты соответственно растет. Если во внешней сфере находится ион ОН - , то связь между комплексным катионом и гидроксид-ионом внешней сферы уменьшается, и основные свойства комплекса увеличиваются. Например, гидроксид меди Cu(ОН) 2 - слабое, труднорастворимое основание. При действии на него аммиака образуется аммиакат меди (OH) 2 . Плотность заряда 2 + по сравнению с Cu 2 + уменьшается, связь с ионами ОН - ослабляется и (OH) 2 ведет себя как сильное основание. Кислотно-основные свойства лигандов, связанных с комплексообразователем, обычно проявляются более сильно, чем кислотно-основные свойства их в свободном состоянии. Например, гемоглобин (Нb) или оксигемоглобин (НbО 2) проявляют кислотные свойства за счет свободных карбоксильных групп белка-глобина, являющегося лигандом ННb ↔ Н + + Hb - . В то же время анион гемоглобина за счет аминогрупп белка глобина проявляет основные свойства и поэтому связывает кислотный оксид СО 2 с образованием аниона карбаминогемоглобина (НbСО 2 -): СО 2 + Hb - ↔ НbСО 2 - .

Комплексы проявляют окислительно-восстановительные свойства за счет окислительно-восстановительных превращений комплексо-образователя, образующего устойчивые степени окисления. Процесс комплексообразования сильно влияет на величины восстановительных потенциалов d-элементов. Если восстановленная форма катионов образует с данным лигандом более устойчивый комплекс, чем его окисленная форма, то величина потенциала возрастает. Снижение величины потенциала происходит, когда более устойчивый комплекс образует окисленная форма. Например, под действием окислителей: нитритов, нитратов, NO 2 , H 2 O 2 гемоглобин в результате окисления центрального атома превращается в метгемоглобин.

Шестая орбиталь используется в образовании оксигемоглобина. Эта же орбиталь участвует в образовании связи с монооксидом углерода. В результате образуется макроциклический комплекс с железом - карбоксигемоглобин. Этот комплекс в 200 раз более устойчив, чем комплекс железа с кислородом в геме.

Рис. 7.1. Химические превращения гемоглобина в организме человека. Схема из кн.: Слесарев В.И. Основы химии живого, 2000

Образование комплексных ионов влияет на каталитическую активность ионов комплексообразователей. В ряде случаев активность увеличивается. Это обусловлено образованием в растворе крупных структурных систем, способных участвовать в создании промежуточных продуктов и снижении энергии активации реакции. Например, если к Н 2 О 2 прибавить Cu 2+ или NH 3 , процесс разложения не ускоряется. В присутствии же комплекса 2 +, который образуется в щелочной среде, разложение перекиси водорода ускоряется в 40 млн раз.

Итак, на гемоглобине можно рассмотреть свойства комплексных соединений: кислотно-основные, комплексообразования и окислительно-восстановительные.

7.7. КЛАССИФИКАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Существует несколько систем классификации комплексных соединений, которые основываются на различных принципах.

1.По принадлежности комплексного соединения к определенному классу соединений:

Комплексные кислоты H 2 ;

Комплексные основания OH;

Комплексные соли K 4 .

2.По природе лиганда: аквакомплексы, аммиакаты, ацидоком-плексы (в качестве лигандов выступают анионы различных кислот, K 4 ; гидроксокомплексы (в качестве лигандов - гидроксиль-ные группы, K 3 ); комплексы с макроциклическими лиганда-ми, внутри которых размещается центральный атом.

3.По знаку заряда комплекса: катионные - комплексный катион в комплексном соединении Cl 3 ; анионные - комплексный анион в комплексном соединении K; нейтральные - заряд комплекса равен 0. Комплексное соединение внешней сферы не имеет, например . Это формула противоопухолевого препарата.

4.По внутренней структуре комплекса:

а) в зависимости от числа атомов комплексообразователя: моноядерные - в состав комплексной частицы входит один атом комплексообразователя, например Cl 3 ; многоядерные - в составе комплексной частицы несколько атомов ком-плексообразователя - железопротеиновый комплекс:

б) в зависимости от числа видов лигандов различают комплексы: однородные (однолигандные), содержащие один вид лиганда, например 2 +, и разнородные (разнолигандные) - два вида лигандов или более, например Pt(NH 3) 2 Cl 2 . В состав комплекса входят лиган-ды NH 3 и Cl - . Для комплексных соединений, содержащих во внутренней сфере различные лиганды, характерна геометрическая изомерия, когда при одинаковом составе внутренней сферы лиганды в ней располагаются по-разному относительно друг друга.

Геометрические изомеры комплексных соединений отличаются не только по физическим и химическим свойствам, но и биологической активностью. Цис-изомер Pt(NH 3) 2 Cl 2 имеет ярко выраженную противоопухолевую активность, а транс-изомер - нет;

в)в зависимости от дентатности лигандов, образующих моноядерные комплексы, можно выделить группы:

Одноядерные комплексы с монодентатными лигандами, например 3+ ;

Одноядерные комплексы с полидентатными лигандами. Комплексные соединения с полидентатными лигандами называют хелатными соединениями;

г)циклические и ациклические формы комплексных соединений.

7.8. ХЕЛАТНЫЕ КОМПЛЕКСЫ. КОМПЛЕКСОНЫ. КОМПЛЕКСОНАТЫ

Циклические структуры, которые образуются в результате присоединения иона металла к двум донорным атомам или более, принадлежащим одной молекуле хелатообразующего агента, называются хелатными соединениями. Например, глицинат меди:

В них комплексообразователь как бы ведет внутрь лиганда, охвачен связями, как клешнями, поэтому они при прочих равных условиях обладают более высокой устойчивостью, чем соединения, не содержащие циклов. Наиболее устойчивы циклы, состоящие из пяти или шести звеньев. Это правило впервые сформулировано Л.А. Чугаевым. Разность

устойчивости хелатного комплекса и устойчивости его нециклического аналога называют хелатньм эффектом.

В качестве хелатообразующего агента выступают полидентатные лиганды, которые содержат 2 типа группировок:

1)группы, способные к образованию ковалентных полярных связей за счет реакций обмена (доноры протонов, акцепторы электронных пар) -СН 2 СООН, -СН 2 РО(ОН) 2 , -CH 2 SO 2 OH, - кислотные группы (центры);

2)группы-доноры электронных пар: ≡N, >NH, >C=O, -S-, -OH, - основные группы (центры).

Если такие лиганды насыщают внутреннюю координационную сферу комплекса и полностью нейтрализуют заряд иона металла, то соединения называют внутрикомплексньми. Например, глицинат меди. В данном комплексе внешняя сфера отсутствует.

Большая группа органических веществ, содержащих в молекуле основные и кислотные центры, называется комплексонами. Это многоосновные кислоты. Хелатные соединения, образуемые комплексонами при взаимодействии с ионами металлов, называют комплексонатами, например комплексонат магния с этилендиаминтетрауксусной кислотой:

В водном растворе комплекс существует в анионной форме.

Комплексоны и комплексонаты являются простой моделью более сложных соединений живых организмов: аминокислот, полипептидов, белков, нуклеиновых кислот, ферментов, витаминов и многих других эндогенных соединений.

В настоящее время выпускается огромный ассортимент синтетических комплексонов с различными функциональными группами. Формулы основных комплексонов представлены ниже:

Комплексоны при определенных условиях могут предоставлять неподеленные электронные пары (несколько) для образования координационной связи с ионом металла (s-, p- или d-элемента). В результате образуются устойчивые соединения хелатного типа с 4-, 5-, 6- или 8-членными циклами. Реакция протекает в широком интервале pH. В зависимости от pH, природы комплексообразователя, соотношения его с лигандом образуются комплексонаты различной прочности и растворимости. Химизм образования комплексонатов можно представить уравнениями на примере натриевой соли ЭДТА (Na 2 H 2 Y), который в водном растворе диссоциирует: Na 2 H 2 Y→ 2Na + + H 2 Y 2- , и ион H 2 Y 2- взаимодействует с ионами металлов независимо от степени окисления катиона металла, с одной молекулой комплексона взаимодействует чаще всего один ион металла (1:1). Реакция протекает количественно (Кр >10 9).

Комплексоны и комплексонаты проявляют в широком интервале pH амфотерные свойства, способность участвовать в реакциях окисления- восстановления, комплексообразования, образуют соединения с разнообразными свойствами в зависимости от степени окисления металла, его координационной насыщенности, обладают электрофильными и нуклеофильными свойствами. Все это определяет способность связывать огромное число частиц, что позволяет малым количеством реагента решать большие и разнообразные задачи.

Другое неоспоримое достоинство комплексонов и комплексонатов - это малая токсичность и способность превращать токсичные частицы

в малотоксичные или даже в биологически активные. Продукты разрушения комплексонатов не накапливаются в организме и безвредны. Третья особенность комплексонатов - это возможность их использования как источника микроэлементов.

Повышенная усвояемость обусловлена тем, что микроэлемент вводится в биологически активной форме и обладает высокой мембрано-проницаемостью.

7.9. ФОСФОРСОДЕРЖАЩИЕ КОМПЛЕКСОНАТЫ МЕТАЛЛОВ - ЭФФЕКТИВНАЯ ФОРМА ПРЕВРАЩЕНИЯ МИКРО-И МАКРОЭЛЕМЕНТОВ В БИОЛОГИЧЕСКИ АКТИВНОЕ СОСТОЯНИЕ И МОДЕЛЬ ИССЛЕДОВАНИЯ БИОЛОГИЧЕСКОГО ДЕЙСТВИЯ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Понятие биологическая активность охватывает широкий круг явлений. С точки зрения химического воздействия под биологически активными веществами (БАВ) принято понимать вещества, которые могут действовать на биологические системы, регулируя их жизнедеятельность.

Способность к такому воздействию трактуют как способность к проявлению биологической активности. Регуляция может проявляться в эффектах стимулирования, угнетения, развития тех или иных эффектов. Крайним проявлением биологической активности является биоцидное действие, когда в результате воздействия вещества-биоцида на организм последний погибает. При меньших концентрациях в большинстве случаев биоциды оказывают на живые организмы не летальное, а стимулирующее действие.

В настоящее время известно большое число таких веществ. Тем не менее во многих случаях применение известных БАВ используют недостаточно, нередко с эффективностью, далекой от максимальной, и применение нередко приводит к побочным эффектам, которые могут быть устранены путем введения в БАВ модификаторов.

Фосфорсодержащие комплексонаты образуют соединения с разнообразными свойствами в зависимости от природы, степени окисления металла, координационной насыщенности, состава и строения гидрат-ной оболочки. Все это определяет полифункциональность комплексо-натов, их уникальную способность субстехиометрического действия,

эффект общего иона и обеспечивает широкое применение в медицине, биологии, экологии и в различных отраслях народного хозяйства.

При координации ионом металла комплексона происходит перераспределение электронной плотности. Вследствие участия неподе-ленной электронной пары при донорно-акцепторном взаимодействии происходит смещение электронной плотности лиганда (комплексо-на) к центральному атому. Понижение относительно отрицательного заряда на лиганде способствует уменьшению кулоновского отталкивания реагентов. Поэтому координированный лиганд становится более доступным для атаки нуклеофильным реагентом, имеющим на реакционном центре избыток электронной плотности. Смещение электронной плотности от комплексона к иону металла приводит к относительному увеличению положительного заряда атома углерода, а следовательно, и к облегчению его атаки нуклеофильным реагентом, гидроксильным ионом. Гидроксилированный комплекс среди ферментов, которые катализируют процессы метаболизма в биологических системах, занимает одно из центральных мест в механизме ферментативного действия и детоксикации организма. В результате многоточечного взаимодействия фермента с субстратом происходит ориентация, обеспечивающая сближение активных групп в активном центре и перевод реакции во внутримолекулярный режим, до начала протекания реакции и образования переходного состояния, что обеспечивает ферментативную функцию ФКМ. В молекулах фермента могут происходить конформа-ционные изменения. Координация создает дополнительные условия для окислительно-восстановительного взаимодействия между центральным ионом и лигандом, так как устанавливается непосредственная связь между окислителем и восстановителем, обеспечивающая переход электронов. Для комплексов переходных металлов ФКМ могут быть характерны переходы электронов типа L-M, M-L, M-L-M, в которых участвуют орбитали как металла (M), так и лигандов (L), которые соответственно связаны в комплексе донорно-акцепторными связями. Комплексоны могут служить мостиком по которому осциллируют электроны многоядерных комплексов между центральными атомами одного или разных элементов в различной степени окисления (комплексы переноса электронов и протонов). Комплексоны определяют восстановительные свойства комплексонатов металлов, что позволяет им проявлять высокие антиоксидантные, адаптогенные свойства, гомеостатические функции.

Итак, комплексоны превращают микроэлементы в биологически активную, доступную для организма форму. Они образуют устойчивые,

более координационно насыщенные частицы, неспособные разрушать биокомплексы, а следовательно, малотоксичные формы. Комплексонаты благоприятно действуют при нарушении микроэлементного гомеоста-за организма. Ионы переходных элементов в комплексонатной форме выступают в организме в качестве фактора, определяющего высокую чувствительность клеток, к микроэлементам путем их участия в создании высокого градиента концентрации, мембранного потенциала. Комплексонаты переходных металлов ФКМ обладают биорегуляторны-ми свойствами.

Наличие в составе ФКМ кислотных и основных центров обеспечивает амфотерные свойства и их участие в поддержании кислотно-основного равновесия (состояние изогидрии).

С увеличением числа фосфоновых групп в составе комплексона изменяются состав и условия образования растворимых и малорастворимых комплексов. Увеличение числа фосфоновых групп благоприятствует образованию малорастворимых комплексов в более широком интервале pH, сдвигает область их существования в кислую область. Разложение комплексов происходит при pH более 9.

Изучение процессов комплексообразования с комплексонами позволило разработать методики синтеза биорегуляторов:

Стимуляторы роста пролонгированного действия в коллоидно-химической форме - это полиядерные гомо- и гетерокомплекс-ные соединения титана и железа;

Стимуляторы роста в водорастворимой форме. Это разнолиганд-ные комплексонаты титана на основе комплексонов и неорганического лиганда;

Ингибиторы роста - фосфорсодержащие комплексонаты s-элементов.

Биологическое действие синтезированных препаратов на рост и развитие изучено в хроническом эксперименте на растениях, животных и человеке.

Биорегуляция - это новое научное направление, позволяющее регулировать направление и интенсивность биохимических процессов, что можно широко использовать в медицине, животноводстве и растениеводстве. Оно связано с разработкой способов восстановления физиологической функции организма с целью профилактики и лечения заболеваний и возрастных патологий. Комплексоны и комплексные соединения на их основе можно отнести к перспективным биологически активным соединениям. Изучение их биологического действия в хроническом эксперименте показало, что химия дала в руки медиков,

животноводов, агрономов и биологов новое перспективное средство, позволяющее активно воздействовать на живую клетку, регулировать условия питания, рост и развитие живых организмов.

Исследование токсичности применяемых комплексонов и комплексонатов показало полное отсутствие влияния препаратов на кроветворные органы, артериальное давление, возбудимость, частоту дыхания: не отмечено изменение функции печени, не выявлено токсикологическое влияние на морфологию тканей и органов. Калиевая соль ОЭДФ не обладает токсичностью в дозе, в 5-10 раз превышающей лечебную (10-20 мг/кг) при исследовании в течение 181 сут. Следовательно, комплексоны относятся к малотоксичным соединениям. Они используются в качестве лекарственных препаратов для борьбы с вирусными заболеваниями, отравлениями тяжелыми металлами и радиоактивными элементами, нарушением кальциевого обмена, при эндемических заболеваниях и нарушении баланса микроэлемента в организме. Фосфорсодержащие комплек-соны и комплексонаты не подвергаются фотолизу.

Прогрессирующее загрязнение окружающей среды тяжелыми металлами - продуктами хозяйственной деятельности человека является постоянно действующим экологическим фактором. Они могут накапливаться в организме. Избыток и недостаток их вызывают интоксикацию организма.

Комплексонаты металлов, сохраняют в организме хелатообразующий эффект по лиганду (комплексону) и являются незаменимыми для поддержания металлолигандного гомеостаза. Инкорпорированные тяжелые металлы до определенной степени нейтрализуются в организме, а низкая ресорбционная способность препятствует передаче металлов вдоль трофических цепей, в результате это приводит к определенной «биоминиза-ции» их токсического действия, что особенно актуально для Уральского региона. Например, свободный ион свинца относится к тиоловым ядам, а прочный комплексонат свинца с этилендиаминтетрауксусной кислотой малотоксичен. Поэтому детоксикация растений и животных заключается в применении комплексонатов металлов. Она основана на двух термодинамических принципах: их способности образовывать прочные связи с токсичными частицами, превращая их в малорастворимые либо устойчивые в водном растворе соединения; их неспособности разрушать эндогенные биокомплексы. В связи с этим мы считаем важным направлением борьбы с экоотравлениями и получением экологически чистой продукции - это комплексонотерапию растений и животных.

Проведено изучение влияния обработки растений комплексоната-ми различных металлов при интенсивной технологии выращивания

картофеля на микроэлементный состав клубней картофеля. Образцы клубней содержали 105-116 мг/кг железа, 16-20 мг/кг марганца, 13-18 мг/кг меди и 11-15 мг/кг цинка. Соотношение и содержание микроэлементов типичны для растительных тканей. Клубни, выращенные с применением и без применения комплексонатов металлов, имеют практически одинаковый элементный состав. Применение хела-тов не создает условия для накопления тяжелых металлов в клубнях. Комплексонаты в меньшей степени, чем ионы металлов, сорбируются почвой, устойчивы против ее микробиологического воздействия, что позволяет им длительное время удерживаться в почвенном растворе. Эффект последействия 3-4 года. Они хорошо сочетаются с различными ядохимикатами. Металл в комплексе имеет более низкую токсичность. Фосфорсодержащие комплексонаты металлов не раздражают слизистую оболочку глаз и не повреждают кожу. Сенсибилизирующие свойства не выявлены, кумулятивные свойства комплексонатов титана не выражены, а у некоторых выражены очень слабо. Коэффициент кумуляции равен 0,9-3,0, что указывает на низкую потенциальную опасность хронического отравления препаратами.

В основе фосфорсодержащих комплексов лежит фосфоруглеродная связь (С-Р), которая обнаружена и в биологических системах. Она входит в состав фосфонолипидов, фосфоногликанов и фосфопротеинов клеточных мембран. Липиды, содержащие аминофосфоновые соединения, устойчивы к энзиматическому гидролизу, обеспечивают стабильность, а следовательно, и нормальное функционирование наружных клеточных мембран. Синтетические аналоги пирофосфатов - дифос-фонаты (Р-С-Р) или (Р-С-С-Р) в больших дозах нарушают обмен кальция, а в малых нормализуют его. Дифосфонаты эффективны при гиперлипемии и перспективны с позиций фармакологии.

Дифосфонаты, содержащие связи Р-С-Р, являются структурными элементами биосистем. Они биологически эффективны и являются аналогами пирофосфатов. Показано, что дифосфонаты являются эффективными средствами лечения различных заболеваний. Дифосфонаты являются активными ингибиторами минерализации и резорбции костей. Комплексоны превращают микроэлементы в биологически активную, доступную для организма форму, образуют устойчивые более координационно-насыщенные частицы, неспособные разрушать биокомплексы, а следовательно, малотоксичные формы. Они определяют высокую чувствительность клеток к микроэлементам, участвуя в формировании высокого градиента концентрации. Способны участвовать в образовании многоядерных соединений титана гетероядер-

ного типа - комплексов переноса электронов и протонов, участвовать в биорегуляции обменных процессов, резистентности организма, способности образовывать связи с токсическими частицами, превращая их в малорастворимые или растворимые, устойчивые, неразрушающие эндогенные комплексы. Поэтому их применение для детоксикации, элиминации из организма, получения экологически чистых продуктов (комплексонотерапии), а также в промышленности для регенерации и утилизации промышленных отходов неорганических кислот и солей переходных металлов весьма перспективно.

7.10. ЛИГАНДООБМЕННЫЕ И МЕТАЛЛООБМЕННЫЕ

РАВНОВЕСИЯ. ХЕЛАТОТЕРАПИЯ

Если в системе несколько лигандов с одним ионом металла или несколько ионов металла с одним лигандом, способных к образованию комплексных соединений, то наблюдаются конкурирующие процессы: в первом случае лигандообменное равновесие - конкуренция между лигандами за ион металла, во втором случае металлообменное равновесие - конкуренция между ионами металла за лиганд. Преобладающим будет процесс образования наиболее прочного комплекса. Например, в растворе имеются ионы: магния, цинка, железа (III), меди, хрома (II), железа (II) и марганца (II). При введении в этот раствор небольшого количества этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА) происходят конкуренция между ионами металлов и связывание в комплекс железа (III), так как он образует с ЭДТА наиболее прочный комплекс.

В организме постоянно происходят взаимодействие биометаллов (Мб) и биолигандов (Lб), образование и разрушение жизненно необходимых биокомплексов (МбLб):

В организме человека, животных и растений имеются различные механизмы защиты и поддержки данного равновесия от различных ксенобиотиков (чужеродных веществ), и в том числе от ионов тяжелых металлов. Ионы тяжелых металлов, не связанные в комплекс, и их гидроксокомплексы являются токсичными частицами (Мт). В этих случаях, наряду с естественным металлолигандным равновесием, может возникнуть новое равновесие, с образованием более прочных чужеродных комплексов, содержащих металлы токсиканта (МтLб) или лиганды-токсиканты (МбLт), которые не выполняют

необходимые биологические функции. При попадании в организм экзогенных токсичных частиц возникают совмещенные равновесия и как следствие - конкуренция процессов. Преобладающим будет тот процесс, который приводит к образованию наиболее прочного комплексного соединения:

Нарушения металлолигандного гомеостаза вызывают нарушения процесса обмена веществ, ингибируют активность ферментов, разрушают важные метаболиты, такие, как АТФ, клеточные мембраны, нарушают градиент концентрации ионов в клетках. Поэтому создаются искусственные системы защиты. Должное место в этом методе занимает хелатотерапия (комплексонотерапия).

Хелатотерапия - это выведение токсичных частиц из организма, основанное на хелатировании их комплексонатами s-элементов. Препараты, применяемые для выведения инкорпорированных в организме токсичных частиц, называют детоксикантами (Lg). Хелатирование токсичных частиц комплексонатами металлов (Lg) преобразует токсичные ионы металлов (Мт) в нетоксичные (МтLg) связанные формы, подходящие для изоляции и проникновения через мембраны, транспорта и выведения из организма. Они сохраняют в организме хелатообразующий эффект как по лиганду (комплексону), так и по иону металла. Это обеспечивает металлолигандный гомеостаз организма. Поэтому применение комплексонатов в медицине, животноводстве, растениеводстве обеспечивает детоксикацию организма.

Основные термодинамические принципы хелатотерапии можно сформулировать в двух положениях.

I. Детоксикант (Lg) должен эффективно связывать ионы-токсиканты (Мт, Lт), вновь образующиеся соединения (МтLg) должны быть прочнее, чем те, которые существовали в организме:

II. Детоксикант не должен разрушать жизненно необходимые комплексные соединения (МбLб); соединения, которые могут образовываться при взаимодействии детоксиканта и ионов биометаллов (MбLg), должны быть менее прочными, чем существующие в организме:

7.11. ПРИМЕНЕНИЕ КОМПЛЕКСОНОВ И КОМПЛЕКСОНАТОВ В МЕДИЦИНЕ

Молекулы комплексонов практически не подвергаются расщеплению или какому-либо изменению в биологической среде, что является их важной фармакологической особенностью. Комплексоны нерастворимы в липидах и хорошо растворимы в воде, поэтому они не проникают или плохо проникают через клеточные мембраны, а следовательно: 1) не выводятся кишечником; 2) всасывание ком-плексообразователей происходит только при их инъекции (лишь пеницилламин принимают внутрь); 3) в организме комплексоны циркулируют по преимуществу во внеклеточном пространстве; 4) выведение из организма осуществляется главным образом через почки. Этот процесс происходит быстро.

Вещества, устраняющие последствия воздействия ядов на биологические структуры и инактивирующие яды посредством химических реакций, называют антидотами.

Одним из первых антидотов, который применили в хелатотерапии, является британский антилюизит (БАЛ). В настоящее время применяют унитиол:

Этот препарат эффективно выводит из организма мышьяк, ртуть, хром и висмут. Наиболее широко используют при отравлении цинком, кадмием, свинцом и ртутью комплексоны и комплексонаты. Применение их основано на образовании более прочных комплексов с ионами металлов, чем комплексы этих же ионов с серосодержащими группами белков, аминокислот и углеводов. Для выведения свинца используют препараты на основе ЭДТА. Введение в организм в больших дозах препаратов опасно, так как они связывают ионы кальция, что приводит к нарушению многих функций. Поэтому применяют тетацин (СаNa 2 ЭДТА), который используют для выведения свинца, кадмия, ртути, иттрия, церия и других редкоземельных металлов и кобальта.

Со времени первого лечебного использования тетацина в 1952 году этот препарат нашел широкое применение в клинике профессиональных заболеваний и продолжает оставаться незаменимым антидотом. Механизм действия тетацина весьма интересен. Ионы-токсиканты вытесняют координированный ион кальция из тетацина в связи с образованием более прочных связей с кислородом и ЭДТА. Ион кальция, в свою очередь, вытесняет два оставшихся иона натрия:

Тетацин вводят в организм в виде 5-10% раствора, основой которого является физиологический раствор. Так, уже через 1,5 ч после внутрибрюшинной инъекции в организме остается 15% введенной дозы тетацина, через 6 ч - 3%, а через 2 сут - только 0,5%. Эффективно и быстро действует препарат при применении ингаляционного метода введения тетацина. Он быстро всасывается и долго циркулирует в крови. Кроме того, тетацин используют при защите от газовой гангрены. Он ингибирует действие ионов цинка и кобальта, которые являются активаторами фермента лецитиназы, являющегося токсином газовой гангрены.

Связывание токсикантов тетацином в малотоксичный и более прочный хелатный комплекс, который не разрушается и легко выводится из организма через почки, обеспечивает детоксикацию и сбалансированное минеральное питание. Близким по структуре и составу к пре-

паратам ЭДТА является натриево-кальциевая соль диэтилентриамин-пентауксусной кислоты (СаNa 3 ДТПА) - пентацин и натриевая соль диэтилентриаминпентафосфоновой кислоты (Na 6 ДТПФ) - тримефа-цин. Пентацин применяют преимущественно при отравлениях соединениями железа, кадмия и свинца, а также для удаления радионуклидов (технеция, плутония, урана).

Натриевая соль этилендиаминдиизопропилфосфоновой кислоты (СаNa 2 ЭДТФ) фосфицин успешно используется для выведения из организма ртути, свинца, берилия, марганца, актиноидов и других металлов. Комплексонаты весьма эффективны для удаления некоторых токсичных анионов. Например, этилендиаминтетраацетат кобальта (II), образующий смешанно-лигандный комплекс с CN - , может быть рекомендован в качестве антидота при отравлениях цианидами. Аналогичный принцип лежит в основе способов выведения токсичных органических веществ, в том числе пестицидов, содержащих функциональные группировки с донорными атомами, способными к взаимодействию с металлом комплексоната.

Эффективным препаратом является сукцимер (димеркаптоянтарная кислота, димеркаптосукциновая кислота, хемет). Он прочно связывает практически все токсиканты (Hg, As, Pb, Cd), но выводит из организма ионы биогенных элементов (Cu, Fe, Zn, Co), поэтому почти не применяется.

Фосфоросодержащие комплексонаты являются мощными ингибиторами кристаллообразования фосфатов и оксалатов кальция. В качестве антикальцифицирующего препарата при лечении мочекаменной болезни предложен ксидифон - калиево-натриевая соль ОЭДФ. Дифосфонаты, кроме того, в минимальных дозах увеличивают включение кальция в костную ткань, предупреждают патологический выход его из костей. ОЭДФ и другие дифосфонаты предотвращают различные виды остеопороза, включая почечную остеодистрофию, периоденталь-

ную деструкцию, также деструкцию пересаженной кости у животных. Описан также антиатеросклеротический эффект ОЭДФ.

В США предложен ряд дифосфонатов, в частности ОЭДФ, в качестве фармацевтических препаратов для лечения человека и животных, страдающих метастазированным раком костей. Регулируя проницаемость мембран, дифосфонаты способствуют транспортировке противоопухолевых лекарств в клетку, а значит, и эффективному лечению различных онкологических заболеваний.

Одной из актуальных проблем современной медицины является задача экспрессной диагностики различных заболеваний. В этом аспекте несомненный интерес представляет новый класс препаратов, содержащих катионы, способные выполнять функции зонда - радиоактивных магниторелаксационных и флюоресцентных меток. В качестве основных компонентов радиофармацевтических препаратов используются радиоизотопы некоторых металлов. Хелатирование катионов этих изотопов комплексонами позволяет повысить их токсикологическую приемлемость для организма, облегчить их транспортировку и обеспечить в известных пределах избирательность концентрации в тех или иных органах.

Приведенные примеры отнюдь не исчерпывают всего многообразия форм применения комплексонатов в медицине. Так, дикалиевая соль этилендиаминтетраацетата магния используется для регулирования содержания жидкости в тканях при патологии. ЭДТА применяется в составе антикоагулянтных суспензий, используемых при разделении плазмы крови, в качестве стабилизатора аденозинтрифосфата при определении глюкозы в крови, при осветлении и хранении контактных линз. При лечении ревматоидных заболеваний широко используют дифосфонаты. Они особенно эффективны в качестве противоартрит-ных средств в сочетании с противовоспалительными средствами.

7.12. КОМПЛЕКСЫ С МАКРОЦИКЛИЧЕСКИМИ СОЕДИНЕНИЯМИ

Среди природных комплексных соединений особое место занимают макрокомплексы на основе циклических полипептидов, содержащих внутренние полости определенных размеров, в которых находится несколько кислородсодержащих групп, способных связывать катионы тех металлов, в том числе натрия и калия, размеры которых соответствуют размерам полости. Такие вещества, находясь в биологи-

Рис. 7.2. Комплекс валиномицина с ионом K +

ческих материалах, обеспечивают транспорт ионов через мембраны и поэтому называются ионофорами. Например, валиномицин транспортирует ион калия через мембрану (рис. 7.2).

С помощью другого полипептида - грамицидина А осуществляется транспорт катионов натрия по эстафетному механизму. Этот полипептид свернут в «трубочку», внутренняя поверхность которой выстлана кислородсодержащими группами. В результате получается

достаточно большой длины гидрофильный канал с определенным сечением, соответствующим размеру иона натрия. Ион натрия, входя в гидрофильный канал с одной стороны, передается от одной к другой кислородным группировкам, подобно эстафете по ионопроводящему каналу.

Итак, циклическая молекула полипептида имеет внутримолекулярную полость, в которую может войти субстрат определенного размера, геометрии по принципу ключа и замка. Полость таких внутренних рецепторов окаймлена активными центрами (эндорецепто-рами). В зависимости от природы иона металла может происходить нековалентное взаимодействие (электростатическое, образование водородных связей, ван-дер-ваальсовы силы) со щелочными металлами и ковалентное со щелочноземельными металлами. В результате этого образуются супрамолекулы - сложные ассоциаты, состоящие из двух частиц или более, удерживаемых вместе межмолекулярными силами.

Наиболее распространены в живой природе тетрадентатные макроциклы - порфины и близкие им по структуре корриноиды. Схематически тетрадентный цикл может быть представлен в следующем виде (рис. 7.3), где дуги означают однотипные углеродные цепи, соединяющие донорные атомы азота в замкнутый цикл; R 1 , R 2 , R 3 , Р 4 -углеводородные радикалы; М n+ - ион металла: в хлорофилле ион Mg 2+ , в гемоглобине ион Fe 2+ , в гемоцианине ион Cu 2+ , в витамине В 12 (кобаламин) ион Со 3+ .

Донорные атомы азота расположены по углам квадрата (обозначены пунктиром). Они жестко скоординированы в пространстве. Поэтому

порфирины и корриноиды образуют прочные комплексы с катионами различных элементов и даже щелочноземельных металлов. Существенно, что независимо от дентатности лиганда химическая связь и строение комплекса определяются донор-ными атомами. Так, например, комплексы меди с NH 3 , этилендиамином и пор-фирином имеют одинаковое квадратное строение и сходную электронную конфигурацию. Но полидентатные лиганды связываются с ионами металлов гораздо сильнее, чем монодентатные лиганды

Рис. 7.3. Тетрадентатный макроцикл

с теми же донорными атомами. Прочность этилендиаминовых комплексов на 8-10 порядков больше, чем прочность тех же металлов с аммиаком.

Бионеорганические комплексы ионов металлов с белками называют биокластерами - комплексами ионов металлов с макроциклическими соединениями (рис. 7.4).

Рис. 7.4. Схематическое изображение структуры биокластеров определенных размеров белковых комплексов с ионами d-элементов. Типы взаимодействий белковой молекулы. М n+ - ион металла активного центра

Внутри биокластера имеется полость. В нее входит металл, который взаимодействует с донорными атомами связывающих групп: ОН - , SH - , COO - , -NH 2 , белков, аминокислот. Наиболее известные металлофер-

менты (карбоангидраза, ксантиноксидаза, цитохромы) представляют собой биокластеры, полости которых образуют центры ферментов, содержащие Zn, Mo, Fe соответственно.

7.13. МНОГОЯДЕРНЫЕ КОМПЛЕКСЫ

Гетеровалентные и гетероядерные комплексы

Комплексы, в состав которых входит несколько центральных атомов одного или различных элементов, называют многоядерными. Возможность образования многоядерных комплексов определяется способностью некоторых лигандов связываться с двумя или тремя ионами металлов. Такие лиганды называются мостиковыми. Соответственно мостиковыми называются и комплексы. Принципиально возможны и одноатомные мостики, например:

В них используются неподеленные электронные пары, принадлежащие одному и тому же атому. Роль мостиков могут исполнять многоатомные лиганды. В таких мостиках используются неподелен-ные электронные пары, принадлежащие разным атомам полиатомного лиганда.

А.А. Гринберг и Ф.М. Филинов исследовали мостиковые соединения состава , в которых лиганд связывает комплексные соединения одного и того же металла, но в различных степенях окисления. Г. Таубе назвал их комплексами переноса электрона. Он исследовал реакции переноса электрона между центральными атомами различных металлов. Систематические исследования кинетики и механизма окислительно-восстановительных реакций привели к заключению, что перенос электрона между двумя комплексами про-

исходит через образующийся лигандный мостик. Обмен электроном между 2 + и 2 + происходит через образование промежуточного мостикового комплекса (рис. 7.5). Перенос электрона происходит через хлоридный мостиковый лиганд, заканчиваясь образованием комплексов 2 +; 2 +.

Рис. 7.5. Перенос электрона в промежуточном многоядерном комплексе

Большое разнообразие полиядерных комплексов получено благодаря использованию органических лигандов, содержащих несколько донорных групп. Условием их образования является такое расположение донорных групп в лиганде, которое не позволяет замыкаться хелатным циклам. Нередки случаи, когда лиганд имеет возможность замыкать хелатный цикл и одновременно выступать в роли мостико-вого.

Действующим началом переноса электрона являются переходные металлы, проявляющие несколько устойчивых степеней окисления. Это придает ионам титана, железа и меди идеальные свойства переносчиков электронов. Совокупность вариантов образования гетерова-лентных (ГВК) и гетероядерных комплексов (ГЯК) на основе Ti и Fe представлена на рис. 7.6.

Реакцию

Реакция (1) называется перекрестной реакцией. В обменных реакциях интермедиатом будут гетеровалентные комплексы. Все теоретически возможные комплексы действительно образуются в растворе в тех или иных условиях, что доказано различными физико-химическими

Рис. 7.6. Образование гетеровалентных комплексови гетероядерных комплексов, содержащих Ti и Fe

методами. Для осуществления переноса электронов реагенты должны находиться в близких по энергии состояниях. Это требование называется принципом Франка-Кондона. Перенос электрона может происходить между атомами одного переходного элемента, находящихся в разной степени окисления ГВК, или различных элементов ГЯК, природа металлоцен-тров которых различна. Эти соединения можно определить как комплексы переноса электронов. Они являются удобными переносчиками электронов и протонов в биологических системах. Присоединение и отдача электрона вызывает изменения лишь электронной конфигурации металла, не изменяя структуру органической составляющей комплекса. Все эти элементы имеют несколько устойчивых степеней окисления (Ti +3 и +4; Fe +2 и +3; Cu +1 и +2). По нашему мнению, этим системам предоставлена природой уникальная роль обеспечения обратимости биохимических процессов с минимальными энергетическими затратами. К обратимым реакциям относят реакции, имеющие термодинамические и термохимические константы от 10 -3 до 10 3 и с небольшим значением ΔG o и Е o процессов. В данных условиях исходные вещества и продукты реакции могут находиться в соизмеримых концентрациях. При изменении их в некотором диапазоне легко можно достичь обратимости процесса, поэтому в биологических системах многие процессы носят колебательный (волновой) характер. Окислительно-восстановительные системы, имеющие в своем составе вышеуказанные пары, перекрывают широкий диапазон потенциалов, что позволяет им вступать во взаимодействия, сопровождающиеся умеренными изменениями ΔG o и Е° , со многими субстратами.

Вероятность образования ГВК и ГЯК значительно повышается, когда раствор содержит потенциально мостиковые лиганды, т.е. молекулы или ионы (аминокислот, гидроксикислот, комплексонов и др.), способные связать сразу два металлоцентра. Возможность делокализации электрона в ГВК способствует понижению полной энергии комплекса.

Более реально совокупность возможных вариантов образования ГВК и ГЯК, в которых природа металлоцентров разная, видна на рис. 7.6. Подробное описание образования ГВК и ГЯК и их роль в биохимических системах рассмотрены в работах А.Н. Глебова (1997). Окислительно-восстановительные пары должны структурно подстроиться друг к другу, тогда перенос становится возможным. Подбирая компоненты раствора, можно «удлинять» расстояние, на которое переносится электрон от восстановителя к окислителю. При согласованном перемещении частиц может происходить перенос электрона на большие расстояния по волновому механизму. В качестве «коридора» может быть гидратированная белковая цепочка и др. Высока вероятность переноса электрона на расстояние до 100А. Длину «коридора» можно увеличить добавками (ионами щелочных металлов, фоновыми электролитами). Это открывает большие возможности в области управления составом и свойствами ГВК и ГЯК. В растворах они играют роль своеобразного «черного ящика», наполненного электронами и протонами. В зависимости от обстоятельств он может отдавать их другим компонентам или пополнять свои «запасы». Обратимость реакций с их участием позволяет многократно участвовать в циклических процессах. Электроны переходят от одного металлического центра к другому, осциллируют между ними. Молекула комплекса остается несимметричной и может принимать участие в окислительно-восстановительных процессах. ГВК и ГЯК активно участвуют в колебательных процессах в биологических средах. Данный тип реакций называют колебательными реакциями. Они обнаружены в ферментативном катализе, синтезе белков и других биохимических процессах, сопутствующих биологическим явлениям. Сюда относятся периодические процессы клеточного метаболизма, волны активности в сердечной ткани, в ткани мозга и процессы, происходящие на уровне экологических систем. Важным этапом обмена веществ является отщепление водорода от питательных веществ. Атомы водорода переходят при этом в ионное состояние, а отделенные от них электроны вступают в дыхательную цепь и отдают свою энергию на образование АТФ. Как нами установлено, комплексонаты титана являются активными переносчиками не только электронов, но и протонов. Способность ионов титана выполнять свою роль в активном центре ферментов типа каталаз, пероксидаз и цитохромов определяется его высокой способностью к комплексообразованию, формированию геометрии координированного иона, образованию многоядерных ГВК и ГЯК различного состава и свойств в функции pH, концентрации переходного элемента Ti и органической составляющей комплекса, их мольного соотношения. Эта способность проявляется в повышении селективности комплекса

по отношению к субстратам, продуктам метаболических процессов, активацией связей в комплексе (ферменте) и субстрате посредством координации и изменения формы субстрата в соответствии со стериче-скими требованиями активного центра.

Электрохимические превращения в организме, связанные с переносом электронов, сопровождаются изменением степени окисления частиц и возникновением окислительно-восстановительного потенциала в растворе. Большая роль в этих превращениях принадлежит многоядерным комплексам ГВК и ГЯК. Они являются активными регуляторами свободнорадикальных процессов, системой утилизации активных форм кислорода, перекиси водорода, окислителей, радикалов и участвуют в окислении субстратов, а также в поддержании антиоокислительного гомеостаза, в защите организма от окислительного стресса. Их ферментативное действие на биосистемы аналогично ферментам (цитохро-мам, супероксиддисмутазе, каталазе, пероксидазе, глутатион-редуктазе, дегидрогеназам). Все это указывает на высокие антиоксидантные свойства комплексонатов переходных элементов.

7.14. ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ ПОДГОТОВЛЕННОСТИ К ЗАНЯТИЯМ И ЭКЗАМЕНАМ

1.Дать понятие о комплексных соединениях. В чем их отличие от двойных солей, и что у них общее?

2.Составьте формулы комплексных соединений по их названию: аммоний дигидроксотетрахлороплатинат (IV), триамминтринитроко-бальт (III), дайте их характеристику; укажите внутреннюю и внешнюю координационную сферу; центральный ион и степень его окисления: лиганды, их число и дентатность; характер связей. Напишите уравнение диссоциации в водном растворе и выражение для константы устойчивости.

3.Общие свойства комплексных соединений, диссоциация, устойчивость комплексов, химические свойства комплексов.

4.Как реакционная способность комплексов характеризуется с термодинамических и кинетических позиций?

5.Какие аминокомплексы будут более прочными, чем тетраамино-медь (II), а какие менее прочными?

6.Приведите примеры макроциклических комплексов, образованных ионами щелочных металлов; ионами d-элементов.

7.По какому признаку комплексы относят к хелатным? Приведите примеры хелатных и нехелатных комплексных соединений.

8.На примере глицината меди дайте понятие о внутрикомплексных соединениях. Напишите структурную формулу комплексоната магния с этилендиаминтетрауксусной кислотой в натриевой форме.

9.Приведите схематично структурный фрагмент какого-либо полиядерного комплекса.

10.Дайте определение полиядерных, гетероядерных и гетерова-лентных комплексов. Роль переходных металлов в их образовании. Биологическая роль данных компонентов.

11.Какие типы химической связи встречаются в комплексных со единениях?

12.Перечислите основные типы гибридизации атомных орбиталей, которые могут возникать у центрального атома в комплексе. Какова геометрия комплекса в зависимости от типа гибридизации?

13.Исходя из электронного строения атомов элементов s-, p- и d-блоков сопоставить способность к комплексообразованию и их место в химии комплексов.

14.Дайте определение комплексонов и комплексонатов. Приведите примеры наиболее используемых в биологии и медицине. Приведите термодинамические принципы, на которых основана хелатотерапия. Применение комплексонатов для нейтрализации и элиминации ксенобиотиков из организма.

15.Рассмотрите основные случаи нарушения металлолигандного гомеостаза в организме человека.

16.Приведете примеры биокомплексных соединений, содержащих железо, кобальт, цинк.

17.Примеры конкурирующих процессов с участием гемоглобина.

18.Роль ионов металлов в ферментах.

19.Объясните, почему для кобальта в комплексах со сложными лигандами (полидентатными) более устойчива степень окисления +3, а в обычных солях, таких, как галогениды, сульфаты, нитраты, степень окисления +2?

20.Для меди характерны степени окисления +1 и +2. Может ли медь катализировать реакции с переносом электронов?

21.Может ли цинк катализировать окислительно-восстановительные реакции?

22.Каков механизм действия ртути как яда?

23.Укажите кислоту и основание в реакции:

AgNO 3 + 2NH 3 = NO 3 .

24.Объясните, почему в качестве лекарственнного препарата применяется калиево-натриевая соль гидроксиэтилидендифосфоновой кислоты, а не ОЭДФ.

25.Как с помощью ионов металлов, входящих в состав биокомплексных соединений, осуществляется транспорт электронов в организме?

7.15. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Степень окисления центрального атома в комплексном ионе 2- равна:

а)-4;

б)+2;

в)-2;

г)+4.

2. Наиболее устойчивый комплексный ион:

а) 2- , Кн = 8,5х10 -15 ;

б) 2- , Кн = 1,5х10 -30 ;

в) 2- , Кн = 4х10 -42 ;

г) 2- , Кн = 1х10 -21 .

3. В растворе содержится 0,1 моль соединения PtCl 4 4NH 3 . Реагируя с AgNO 3 , оно образует 0,2 моль осадка AgCl. Придайте исходному веществу координационную формулу:

а)Cl;

б)Cl 3 ;

в)Cl 2 ;

г)Cl 4 .

4. Какую форму имеют комплексы, образованные в результате sp 3 d 2 -ги- бридизации?

1)тетраэдра;

2)квадрата;

4)тригональной бипирамиды;

5)линейную.

5. Подберите формулу для соединения пентаамминхлорокобальт (III) сульфат:

а) Na 3 ;

6)[СоСl 2 (NH 3) 4 ]Сl;

в)К 2 [Со(SСN) 4 ];

г)SO 4 ;

д)[Со(Н 2 О) 6 ] С1 3 .

6. Какие лиганды являются полидентатными?

а)С1 - ;

б)H 2 O;

в)этилендиамин;

г)NH 3 ;

д)SCN - .

7. Комплексообразователи - это:

а)атомы-доноры электронных пар;

в)атомы- и ионы-акцепторы электронных пар;

г)атомы- и ионы-доноры электронных пар.

8. Наименьшей комплексообразующей способностью обладают элементы:

а)s; в) d;

б) p ; г) f

9. Лиганды - это:

а)молекулы-доноры электронных пар;

б)ионы-акцепторы электронных пар;

в)молекулы- и ионы-доноры электронных пар;

г)молекулы- и ионы-акцепторы электронных пар.

10. Связь во внутренней координационной сфере комплекса:

а)ковалентная обменная;

б)ковалентная донорно-акцепторная;

в)ионная;

г)водородная.

11. Лучшим комплексообразователем будет являться:

Как известно, металлы имеют свойство терять электроны и, тем самым, образовывать . Положительно заряженные ионы металлов могут находиться в окружении анионов или нейтральных молекул, образуя частицы, называемые комплексными и способные к самостоятельному существованию в кристалле или растворе. А соединения, содержащие в узлах своих кристаллов комплексные частицы, называются комплексными соединениями .

Структура комплексных соединений

1. Большинство комплексных соединений имеют внутреннюю и внешнюю сферы . Записывая химические формулы комплексных соединений, внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. Например, в комплексных соединениях К и Cl 2 , внутренней сферой являются группы атомов (комплексы) — — и 2+ , а внешней сферой — ионы К + и Сl – соответственно.
2. Центральный атом или ион внутренней сферы называют комплексообразователем . Обычно, в качестве комплексообразователей выступают или ионы металлов с достаточным количеством свободных – это p-, d-, f- элементы: Cu 2+ , Pt 2+ , Pt 4+ , Ag + , Zn 2+ , Al 3+ и др. Но это может быть и атомы элементов, образующих неметаллы. Заряд комплексообразователя обычно положительный, но также может быть отрицательным или равным нулю и равен сумме зарядов всех остальных ионов. В приведенных выше примерах комплексообразователями являются ионы Al 3+ и Ca 2+ .

1. Комплексообразователь окружен и связан с ионами противоположного знака или нейтральными молекулами, так называемыми лигандами . В качестве лигандов в комплексных соединениях могут выступать такие анионы, как F – , OH – , CN – , CNS – , NO 2 – , CO 3 2– , C 2 O 4 2– и др., или нейтральные молекулы Н 2 О, NН 3 , СО, NО и др. В наших примерах это – ионы OH — и молекулы NH 3 . Количество лигандов в различных комплексных соединениях лежит в пределах от 2 до 12. А само число лигандов (число сигма-связей) называется координационным числом (к.ч.) комплексообразователя. В рассматриваемых примерах к.ч. равно 4 и 8.

1. Заряд комплекса (внутренней сферы) определяется как сумма зарядов комплексообразователя и лигандов.
2. Внешнюю сферу образуют ионы, связанные с комплексом ионной или межмолекулярной связью и имеющие заряд, знак которого противоположен знаку заряда комплексообразователя. Числовое значение заряда внешней сферы совпадает с числовым значением заряда внутренней сферы. В формуле комплексного соединения записываются они за квадратными скобками. Внешняя сфера может и вовсе отсутствовать, в случае, если внутренняя сфера нейтральна. В приведенных примерах, внешнюю сферу образуют 1 ион K + и 2 иона Cl — соответственно.

Классификация комплексных соединений

Основываясь на различных принципах, комплексные соединения можно классифицировать различными способами:

1. По электрическому заряду: катионные, анионные и нейтральные комплексы.

• Катионные комплексы имеют положительный заряд и образуются если вокруг положительного иона координированы нейтральные молекулы. Например, Cl 3 , Cl 2
• Анионные комплекс ы имеют отрицательный заряд и образуются, если вокруг положительного иона координированы атомы с отрицательной . Например, К, K 2
• Нейтральные комплексы имеют заряд равный нулю и не имеют внешней сферы. Они могут образоваться при координации вокруг атома молекул, а также при одновременной координации вокруг центрального положительно заряженного иона отрицательных ионов и молекул.

1. По количеству комплексообразователей

• Одноядерные – комплекс содержит один центральный атом, например, K 2
• Многоядерны е — комплекс содержит два и более центральных атомов, например,

1. По типу лиганда

• Гидраты – содержат акво-комплексы, т.е. в качестве лигандов выступают молекулы воды. Например, Br 3 , Br 2
• Аммиакаты – содержат аммин-комплексы, в которых в качестве лигандов выступают молекулы аммиака (NН 3­). Например, Cl 2 , Cl
• Карбонилы – в таких комплексных соединениях, в качестве лигандов выступают молекулы монооксида углерода. Например, , .
• Ацидокомплексы – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов кислотные остатки как кислородсодержащих, так и бескислородных кислот (F – , Cl – , Br – , I – , CN – , NO 2 – , SO 4 2– , PO 4 3– и др., а также ОН –). Например, K 4 , Na 2
• Гидроксокомплексы - комплексные соединения, в которых в качестве лигандов выступают гидроксид-ионы: K 2 , Cs 2

Комплексные соединения могут содержать лиганды, относящиеся к различным классам приведенной классификации. Например: К, Br

1. По химическим свойствам: кислоты, основания, соли, неэлектролиты:

• Кислоты — H, H 2
• Основания — (OH) 2 ,OH
• Соли — Cs 3 , Cl 2
• Неэлектролиты —

1. По количеству мест, занимаемых лигандом в координационной сфере

В координационной сфере лиганды могут занимать одно или несколько мест, т.е. образовывать с центральным атомом одну или несколько связей. По этому признаку различают:

• Монодентатные лиганды – это такие лиганды как молекулы Н 2 О, NH 3 , CO, NO и др. и ноны CN − , F − , Cl − , OH − , SCN − , и др.
• Бидентатные лиганды . К такому типу лигандов относятся ионы H 2 N-CH 2 -COO − , СО 3 2− , SO 4 2− , S 2 O 3 2− , молекула этилендиамина H 2 N-CH 2 -CH 2 -H 2 N (сокращенно en ).
• Полидентатные лиганды . Это, например, органические лиганды, содержащие несколько групп — CN или -COOH (ЭДТА). Некоторые полидентантные лиганды способны образовать циклические комплексы, называемые хелатными (например, гемоглобин, хлорофилл и др.)

Номенклатура комплексных соединений

Чтобы записать формулу комплексного соединения, необходимо помнить, что, как и любое ионное соединение, вначале записывается формула катиона, а после – формула аниона. При этом, формулу комплекса записывают в квадратных скобках , где вначале записывают комплексообразователь, затем лиганды.

А вот несколько правил, следуя которым составить название комплексного соединения не составит никакого труда:

1. В названиях комплексных соединений, как и ионных солей, первым указывают анион, а затем – катион.
2. В названии комплекса сначала указывают лиганды, а после – комплексообразователь . Лиганды перечисляют в алфавитном порядке.
3. Нейтральные лиганды называются также, как молекулы , к анионным лигандам прибавляют окончание –о. В таблице ниже даны названия наиболее распространенных лигандов

Лиганд	Название лиганда	Лиганд	Название лиганда
en	этилендиамин	O 2-	Оксо
H 2 O	Аква	H —	Гидридо
NH 3	Аммин	H +	Гидро
CO	Карбонил	OH —	Гидроксо
NO	Нитрозил	SO 4 2-	Сульфато
NO —	Нитрозо	CO 3 2-	Карбонато
NO 2 —	Нитро	CN —	Циано
N 3 —	Азидо	NCS —	Тиоционато
Cl —	Хлоро	C 2 O 4 2-	Оксалато
Br —	Бромо

1. Если количество лигандов больше единицы, то их число указывают греческими приставками:

2-ди-, 3-три-, 4-тетра-, 5-пента-, 6-гекса-, 7-гепта-, 8-окта-, 9-нона-, 10-дека-.

Если же в названии самого лиганда уже присутствует греческая приставка, то название лиганда записывают в скобках и к нему прибавляют приставку типа:

2-бис-, 3-трис-, 4-тетракис-, 5-пентакис-, 6-гексакис-.

Например, соединение Cl 3 называют – трис(этилендиамин)кобальт(III).

1. Названия комплексных анионов оканчиваются суффиксом – ат
2. После названия металла в скобках указывают римскими цифрами его степень окисления.

Например, назовем следующие соединения:

• Cl

Начнем с лигандов : 4 молекулы воды обозначаются как тетрааква, а 2 хлорид-иона – как дихлоро.

Наконец, анионом в данном соединении является хлорид-ион.

хлорид тетрааквадихлорохрома(III )

• K 4

Начнем с лигандов: в комплексном анионе содержится 4 лиганда CN — , которые называются тетрациано.

Так как металл входит в состав комплексного аниона, то он называется никелат(0).

Итак, полное название таково – тетрацианоникелат(0) калия

Категории ,

Комплексные соединения это молекулярные или ионные соединения, образующиеся путем присоединения к атому или иону металла или неметалла, нейтральных молекул или других ионов. Они способны существовать как в кристалле, так и в растворе.

Основные положения и понятия координационной теории.

Для объяснения строения и свойств комплексных соединений в 1893 г. швейцарским химиком А Вернером была предложена координационная теория в которую он ввел два понятия: о координации и о побочной валентности.

По Вернеру главной валентностью называется валентность посредством которой соединяются атомы с образованием простых соединений, подчиняющихся теории

валентности. Но, исчерпав главную валентность, атом способен, как правило, к дальнейшему присоединению за счет побочной валентности, в результате проявления которой и образуется комплексное соединение.

Под действием сил главной и побочной валентности атомы стремятся равномерно окружить себя ионами или молекулами и являются таким образом центром притяжения. Такие атомы называются центральными или комплексообразователями. Ионы или молекулы, непосредственно связанные с комплексообразователем, называются лигандами.

Посредством главной валентности присоединяются лиганды ионы, а посредством побочной валентности – ионы и молекулы.

Притяжение лиганд к комплексообразователю называется координацией, а число лиганд – координационным числом комплексообразователя.

Можно сказать, что комплексные соединения это соединения, молекулы которых состоят из центрального атома (или иона) непосредственно связанного с определённым числом других молекул или ионов, называемых лигандами.

В роли комплексообразователей чаще всего выступают катионы металлов (Со +3 , Рt +4 , Cr +3 , Cu +2 Au +3 и др.)

В качестве лигандов могут выступать ионы Cl - , CN - , NCS - , NO 2 - , OH - , SO 4 2- так и нейтральные молекулы NH 3 , H 2 O, амины, аминокислоты, спирты, тиоспирты, РН 3 , эфиры.

Число координационных мест, занимаемых лигандом около комплексообразователя, называется его координационной ёмкостью или дентатностью.

Лиганды, присоединенные к комплексообразователю одной связью, занимают одно координационное месть и называются монодентатнымия (Cl - , CN - , NCS -). Если же лиганд присоединён к комплексообразователю посредством нескольких связей, то он является полидентатным. Например: SO 4 2- , СО 3 2- являются бидентатными.

Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу соединения или комплекс (в формулах комплекс заключают в квадратные скобки). Ионы, не связанные непосредственно с комплексообразвателем, составляют внешнюю координационную сферу.

Ионы внешней сферы связаны менее прочно по сравнению с лигандами и пространственно удалены от комплексообразователя. Они легко замещаются другими ионами в водных растворах.

Например, в соединении К 3 комплексообразователем является Fe +2 , лигандами - CN - . Два лиганда присоединены за счет главной валентности, а 4 – за счет побочной валентности, следовательно координационное число равно 6.

Ион Fe +2 с лигандами CN - составляют внутреннюю сферу или комплекс , а ионы К + внешнюю координационную сферу:

Как правило координационное число равно удвоенному заряду катиона металла, например: однозарядные катионы имеют координационное число равное 2, 2-х зарядные – 4, а 3-х зарядные – 6. если элемент проявляет переменную степень окисления, то с увеличением её координационное число растет. Для некоторых комплексообразователей координационное число является постоянным, например: Со +3 , Рt +4 , Cr +3 имеют координационное число равное 6, у ионов В +3 , Ве +2 , Сu +2 , Au +3 координационное число равно 4. для большинства ионов координационное число является переменным и зависит от природы ионов внешней сферы и от условий образования комплексов.