Przeczytaj

bg‑cyan

Teoria kwasowo–zasadowa

Jedną z teorii kwasowo–zasadowych jest teoria Lewisateoria kwasów i zasad Lewisateoria Lewisa, która bazuje na koncepcji wiązania koordynacyjnegowiązanie koordynacyjnewiązania koordynacyjnego (donorowo–akceptorowego), w celu określenia roli kwasu i zasady. Wiązania koordynacyjne to specjalne typy wiązań kowalencyjnych, nazywane wiązaniami donorowo–akceptorowymi, ponieważ para elektronowa, tworząca wiązanie, pochodzi tylko od jednego atomu – donoradonordonora. Przykładem reakcji, w czasie której powstaje wiązanie koordynacyjne, jest reakcja cząsteczki ${NH}_{3}$ z jonem $H^{+}$ .

RN9i6V5EJim131

Na ilustracji znajduje się wzór cząsteczki amoniaku NH3: atom azotu z jedną parą elektronów łączy się wiązaniami pojedynczymi z trzema atomami wodoru - to dawca, donor, dodać kation wodorowy - to biorca, akceptor, strzałka w prawo cząsteczka zbudowana z atomu azotu, który łączy się wiązaniami pojedynczymi z trzema atomami wodoru – na górze, na dole i po lewej stronie. Po prawej stronie znajduje się strzałka skierowana od atomu azotu do atomu wodoru. Wzór znajduje się w nawiasie kwadratowym. Za nawiasem u góry jest znak plus. Pod wzorem jest napis: addukt, kompleks. — Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Według teorii Lewisa, zasady są donorami (dawcami) pary elektronowej, przekazują ją do akceptoraakceptorakceptora (kwasu Lewisa) w celu wspólnego używania. Konkludując – zasady są donorami (dawcami) pary elektronowej, a kwasy są jej akceptorami (biorcami). W reakcji kwasu z zasadą Lewisa powstaje kompleks. Jest to w chemii pojęcie dosyć szerokie, obejmujące m.in. związki koordynacyjnezwiązki koordynacyjnezwiązki koordynacyjne.

R1Lg4sux9drVT1

Na ilustracji znajduje się równanie: 4 H O minus (przy atomie tlenu zaznaczono trzy pary elektronów), to donor – dawca, dodać A l indeks górny trzy plus – to biorca, akceptor, strzałka w prawo wzór: w środku znajduje się A l indeks górny trzy plus łączy się z czterema grupami O H (przy każdym atomie tlenu znajdują się dwie pary elektronów), od grup O H w stronę kationu glinu biegną strzałki skierowane w jego stronę, podpisano addukt (kompleks). Wzór jest wzięty w nawias kwadratowy. Za nawiasem u góry znajduje się minus. — Uproszczony schemat tworzenia anionu tetrahydroksoglinianowego. W rzeczywistości jony glinu nie występują w roztworze wodnym w formie wolnej, ale w postaci akwakompleksów o wzorze ${[Al {(H_{2} O)}_{6}]}^{3 +}$ . Reakcja tworzenia anionu tetrahydroksoglinianowego jest więc procesem wymiany ligandów wokół jonu centralnego.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

W przedstawionym anionie kompleksowym kation glinu jest atomem centralnym (jonem centralnym), natomiast jony ${OH}^{‒}$ pełnią funkcję ligandówligandligandów, a więc donorów par elektronowych, do tworzenia wiązań koordynacyjnych.

W przedstawionym przypadku kation glinu połączony jest z czterema anionami hydroksylowymi, zatem jego liczba koordynacyjna wynosi $4$ . Dlaczego akurat tyle jonów ${OH}^{-}$ związało się z kationem glinu? Aby odpowiedzieć na to pytanie, należy zwrócić uwagę na konfigurację elektronów walencyjnych atomu glinu.

Atom glinu posiada trzy elektrony walencyjne na podpowłokach $3 s$ oraz $3 p$ . Zatem kation ${Al}^{3 +}$ nie posiada na tych podpowłokach żadnego elektronu – są one zatem puste. Te puste podpowłoki mogą stać się akceptorami wolnych par elektronowych, pochodzących od jonów ${OH}^{-}$ . Jako że łącznie te podpowłoki zbudowane są z $4$ orbitali: jednego orbitalu typu $s$ oraz trzech orbitali typu $p$ , stąd kation glinu może utworzyć cztery wiązania donorowo–akceptorowe, więc jego liczba koordynacyjna wynosi $4$ . Jest również możliwe, aby kation glinu posiadał liczbę koordynacyjną równą $6$ , np. w akwakompleksach – ${[Al {(H_{2} O)}_{6}]}^{3 +}$ – w tym przypadku dochodzi do hybrydyzacji orbitali typu $s$ , $p$ oraz dwóch typu $d$ , w wyniku czego powstaje $6$ pustych orbitali o jednakowej energii.

bg‑gray1

Zapamiętaj!

Strzałka, która przedstawia wiązanie koordynacyjne, skierowana jest zawsze od zasady do kwasu Lewisa (w tym samym kierunku, w jakim została przekazana para elektronowa).
Ligand może istnieć niezależnie jako samodzielny jon lub cząsteczka.

bg‑cyan

Rodzaje ligandów

Aby dane indywiduum mogło pełnić rolę liganda, musi posiadać minimum jedną wolną parę elektronową. Stąd ligandy są obojętnymi cząsteczkami lub anionami. Nazwy ligandów anionowych zawsze kończą się na „o“, natomiast ligandy obojętne nie mają specjalnej końcówki.

Ligandy anionowe		Ligandy obojętne
${Cl}^{-}$ ${Br}^{-}$ $I^{-}$ ${OH}^{-}$ ${CN}^{-}$ ${SCN}^{-}$ $O^{2 -}$	chloro bromo jodo hydrokso cyjano tiocyjaniano okso	$H_{2} O$ ${NH}_{3}$ $CO$ $NO$	akwa amina karbonyl nitrozyl

bg‑cyan

Nazwy i wzory związków koordynacyjnych

Wzór ogólny jonu kompleksowego wygląda następująco:

{[M {(L)}_{x}]}^{n + / -}

gdzie:

$L$ – symbol ligandu;
$M$ – symbol jonu centralnego;
$x$ – liczba koordynacyjna jonu centralnego, jeśli jest więcej niż jeden typ ligandu, to ich suma jest równa liczbie koordynacyjnej;
$n + / -$ – ładunek jonu kompleksowego.

Nazwy jonów tworzy się w następujący sposób:

Wymieniamy ligandy w kolejności alfabetycznej według ich nazw (w przypadku zapisywania, wzory wymienia się alfabetycznie według symboli).
Stosujemy liczebniki wielokrotne: di–, tri–, tetra–, itd. do określenia liczebności ligandów.
Stopień utlenienia atomu centralnego podajemy w postaci cyfry rzymskiej (z wyjątkiem zera, które zapisujemy cyfrą arabską), ujętej w nawiasach.
Obliczamy ładunek jonu:
- jeśli ujemny – końcówka –an;
- jeśli $0$ lub dodatni – brak koncówki.

RoQmzLk28Rlo3

${"["Co"]"}^{3 +}$

Nazwa liganda to „amina”.
Obecność sześciu ligandów jednego rodzaju zaznaczamy liczebnikiem „heksa-” – „heksaamina”.
Jonem centralnym jest kobalt, a cały kompleks jest obdarzony ładunkiem dodatnim: jon heksaaminakobaltu.
Ponieważ ligandy są obojętne, to stopień utlenienia kobaltu równa się ładunkowi jonu i wynosi „III”.

„kation heksaaminakobaltu(III)”

${"["{CuCl}_{4}"]"}^{2 -}$

Nazwa liganda to „chloro”.
Obecność czterech ligandów jednego rodzaju zaznaczamy liczebnikiem „tetra-” – „tetrachloro”.
Jonem centralnym jest miedź, a cały kompleks jest obdarzony ładunkiem ujemnym: anion tetrachloromiedzianowy.
Ponieważ każdy ligand posiada ładunek 1-, a całkowity ładunek jonu wynosi 2-, dlatego ładunek jonu miedzi jest równy 2+, a stopień utlenienia miedzi wynosi „II”.

„anion tetrachloromiedzianowy(II)”

${"["CoCl"]"}^{2 +}$

Wymieniamy ligandy w kolejności alfabetycznej:
- w nazwie – wg nazw → „amina-“ przed „-chloro“;
- we wzorze – wg symboli → Cl przed NH₃.
Stosujemy liczebniki zwielokratniające: di-, tri-, tetra-... – „pentaaminachloro“.
Jonem centralnym jest kobalt; ładunek dodatni: pentaaminachlorokobalt.
W kompleksie jest pięć ligandów obojętnych i jeden jednoujemny; ładunek kompleksu wynosi 2+, czyli jonem centralnym jest kobalt(III).

„kation pentaaminachlorokobaltu(III)”

Polecenie 1

Napisz wzory sumaryczne związków koordynacyjnych na podstawie ich nazwy.

Kation heksaakwamanganu( $II$ ).
Chlorek tetraaminamiedzi( $II$ ).
Tetrachloromiedzian( $II$ ) heksaakważelaza( $II$ ).

RYDB2bTFTKs1f

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R1RZGwvydkSr5

kation, $6$ ligandów akwa, jon centralny:
${Mn}^{2 +} \Rightarrow {[Mn {(H_{2} O)}_{6}]}^{2 +}$
sól zawierająca kation kompleksowy: $4$ ligandy – cząsteczki amoniaku, jon centralny:
${Cu}^{2 +} \Rightarrow [Cu {({NH}_{3})}_{4}] {Cl}_{2}$
kation: $6$ ligandów akwa, jon centralny ${Fe}^{2 +}$ ; anion, $4$ ligandy – aniony chlorkowe, jon centralny:

{Cu}^{2 +} \Rightarrow [Fe {(H_{2} O)}_{6}] [{CuCl}_{4}]

bg‑cyan

Budowa ligandów i kompleksów

Atom donorowy – atom, na którym znajduje się wolna para elektronowa, tworząca wiązanie koordynacyjne.

Rl3Cc4sREd8l51

Ilustracja przedstawia ligand amina i ligand akwa. Ligand amina: atom donorowy - azot, wzór atom azotu z jedną parą elektronów łączy się z prawej strony wiązaniami pojedynczymi z trzema atomami wodoru. Ligand akwa: atom donorowy - tlen, wzór atom tlenu z dwiema parami elektronów łączy się wiązaniami pojedynczymi z dwoma atomami wodoru. — Schemat budowy ligandów
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Liczba koordynacyjna – liczba atomów donorowych, koordynujących do jonu centralnego w kompleksie.

liczba koordynacyjna $6$ : ${[Mn {(H_{2} O)}_{6}]}^{2 +}$

liczba koordynacyjna $4$ : ${[Ni {(CN)}_{4}]}^{2 -}$

liczba koordynacyjna $2$ : ${[Ag {({NH}_{3})}_{2}]}^{+}$

bg‑cyan

Ligandy i kompleksy chelatowe

Ligandy chelatowe – koordynują do jonu centralnego więcej niż jednym atomem donorowym.

R1ZRKFQKrlmBn1

Ilustracja przedstawia dwa wzory. Po lewej stronie jest wzór: dwie grupy CH2 łączą się wiązaniem pojedynczym. Każda z nich łączy się w grupą NH2. Atomy azotu zakreślono niebieskimi kółkami. To etylenodiamina o ładunku równym zero, ma skrót e n. Etylenodiamina posiada dwa atomy donorowe azotu, jest obojętnym ligandem dwumiejscowym. Po prawej stronie jest drugi wzór. Lewa strona odpowiada prawej. Na górze wzoru dwie grupy CH2 połączone są wiązaniem pojedynczym. Po lewej stronie od grupy CH2 biegnie wiązanie w dół do atomu azotu. Atom azotu łączy się po lewej stronie oraz na dole z grupą CH2, która łączy się z atomem węgla. Ten z kolei łączy się wiązaniem pojedynczym z atomem tlenu O minus oraz wiązaniem podwójnym z atomem tlenu. Taki schemat jest identyczny po prawej stronie wzoru. We wzorze czerwonymi kółkami zakreślono aniony tlenu, niebieskimi atomy azotu. Wzór przedstawia anion etylenodiaminatetraoctanowy o ładunku cztery minus. Ma skrót: edta. Posiada dwa atomy donorowe azotu oraz cztery atomy donorowe tlenu, jest anionowym ligandem sześciomiejscowym. — Wzory związków z zaznaczonymi ligandami chelatowymi
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Kompleksy chelatowe – w nazwie kompleksu ujmujemy w nawiasy, stosujemy liczebniki: bis–, tris–, tetrakis–...; we wzorze stosujemy skróty.

Ry1HjhC7KK2rf

Wzór przestrzenny: dwa atomy węgla połączone są wiązaniem pojedynczym. Każdy z nich łączy się z dwoma atomami wodoru oraz z jedną grupą NH2. — Etylenodiamina (en)
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

R1V0bMesohHVn

Rysunek kationu bis(etylenodiamina)miedzi(dwa)
2. Rysunek przedstawia wzór kulkowy bis(etylenodiaminy)miedzi(dwa). Atom miedzi zaznaczono na zielono, atomy azotu na niebiesko, atomy węgla na szaro a atomy wodoru na biało.W środku cząsteczki znajduje się atom miedzi. Jest on największy z wszystkich atomów w tej cząsteczce. Do niego przyłączone są cztery atomy azotu za pomocą wiązań pojedynczych. Wiązania miedź azot leżą na jednej płaszczyźnie. Do każdego atomu azotu przyłączone są po dwa atomy wodoru i po jednym atomie węgla. Są to wiązania pojedyncze. Atomy węgla połączone są w pary za pomocą wiązań pojedynczych. Atomy miedzi, azotu i węgla tworzą pięcioczłonowe pierścienie. Cząsteczka składa się z dwóch takich pierścieni, dla których atom miedzi jest atomem wspólnym. Do każdego atomu węgla przyłączone są po dwa atomy wodoru za pomocą wiązań pojedynczych. — kation bis(etylenodiamina)miedzi( $II$ ), liczba koordynacyjna: $4$ , ${[Cu {(en)}_{2}]}^{2 +}$
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Słownik

akceptor

(łac. acceptor „ten, co przyjmuje”) w reakcjach chemicznych substancja złożona lub prosta (cząsteczka lub atom), przyjmująca protony, elektrony itp. od innej substancji

donor

atom, cząsteczka lub jon, który ma zdolność przekazywania elektronu lub protonu innemu indywiduum chemicznemu

ligand

atom, jon lub cząsteczka, połączone wiązaniem koordynacyjnym z atomem centralnym

teoria kwasów i zasad Lewisa

teoria, wg której kwasami są jony lub cząsteczki, które mają niedobór elektronów i mogą reagować z jonami lub cząsteczkami, zawierającymi wolne pary elektronowe

wiązanie koordynacyjne

typ wiązania kowalencyjnego; wiązanie donorowo–akceptorowe; wiązanie chemiczne, które tworzy para elektronów, pochodząca od jednego atomu (donora) i wiążącego się z drugim atomem (akceptorem)

związki koordynacyjne

związki kompleksowe, kompleksy; złożone cząsteczki lub jony (kationy, aniony), w których atom (lub jon), zwany atomem (jonem) centralnym, jest połączony za pomocą wiązania koordynacyjnego z ligandami — jonami lub cząsteczkami obojętnymi

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa $1997$ i wyd. następne.

Wprowadzenie

Film samouczek

Teoria kwasowo–zasadowa

Zapamiętaj!

Rodzaje ligandów

Nazwy i wzory związków koordynacyjnych

Budowa ligandów i kompleksów

Ligandy i kompleksy chelatowe

Słownik

Bibliografia