Home » ЛЕКЦІЯ № 12

ЛЕКЦІЯ № 12

6 Червня, 2024

Комплексні сполуки. Будова, класифікація, номенклатура.

1. Теорія Вернера.

2. Ізометрія координаційних сполук.

3. Класифікація комплексних сполук.

4. Номенклатура комплексних сполук.

5. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках.

1. Теорія Вернера.

Найбільш вдало властивості і будову комплексних сполук пояснює координаційна теорія, запропонована в 1893 році шведським хіміком Альфредом Вернером. Він висунув ідею про координацію, тобто просторове оточення іона металу аніонами або нейтральними молекулами.

Визначень комплексних сполук є численна кількість. Наприклад, координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Проте, комплексна сполука існує не лише у твердому стані (кристалічному), тому, можливо, кращим буде наступне визначення:

комплексним іоном називають більш чи менш стійке утворення, яке несе заряд і це утворення існує внаслідок безпосередньої взаємодії атома або іона металу з групою нейтральних молекул або іонів.

Згідно з координаційною теорією, головний постулат Вернера фориулюється так: ”Навіть, якщо, зважаючи на число валентностей, зв’язуюча здатність декількох атомів вичерпана, вони в більшості випадків ще можуть приймати участь далі в побудові складних молекул з утворенням певних атомних зв’язків. Можливість цього слід вбачати в тому факті, що поруч із зв’язками спорідненості, які називають головною валентністю, існують ще й інші зв’язки між атомами, які називають побічними валентностями…”

Інша частина теорії присвячена поясненню числа, природи і просторового розміщення побічних або неіонних валентностей.

Отже, згідно з координаційною теорією, у молекулі будь-якої комплексної сполуки один з іонів, звичайно позитивно заряджений, займає центральне місце і називається комплексоутворювачем, або центральним іоном. У безпосередній близькості навколо цього іона розміщено, або як говорять, координовано деяке число протилежно заряджених іонів або електронейтральних молекул, що називаються лігандами (або адендами), які утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки. Решта іонів, не розмістилися у внутрішній сфері, містяться на дальшій відстані від центрального іона, утворюючи зовнішню координаційну сферу.

Число лігандів, що оточують центральний іон, називається координаційним числом.

Внутрішня сфера комплексу значною мірою зберігає стабільність при розчиненні комплексної сполуки. Її межі показують квадратними дужками. Іони, що містяться у зовнішній сфері, у розчинах легко відщеплюються. Тому говорять, що у внутрішній сфері іони зв’язані неіоногенно, а у зовнішній – іоногенно.

Внутрішня сфера складається з центрального атома Рt в ступені окиснення +4 та хлорид-іонів, а іони К розміщені у зовнішній сфері.

Не слід гадати, що комплексні сполуки завжди побудовані з іонів; насправді ефективні заряди іонів і молекул, що входять до складу комплексу, звичайно невеликі. Тому правильніше користуватися терміном “центральний атом”. Іонні уявлення природу зв’язку в комплексних сполуках мають деякою мірою формальний характер, але вони зручні для класифікації і визначення зарядів комплексів і дають змогу якісно передбачати деякі їхні властивості.

Центральними атомами можуть бути практично всі елементи періодичної системи Д.І.Менделєєва. Найбільш активними комплексоутворювачами є пластинкові метали (Pt, Pd), елементи родини заліза (Fe, Co, Ni), підгруп міді (Cu, Ag, Au), цинку (Zn, Cd, Hg). Катіони, що найлегше утворюють координаційні сполуки, мають незавершений або 18-електронний (зовнішній) енергетичний рівень. Найменшу здатність до комплексоутворення виявляють лужні та лужно-земельні метали.

Центральними атомами в координаційних сполуках можуть бути також і неметали, наприклад, бор K[BF₄], кремній K₂[SiF₆], фосфор K[PF₆].

Заряд координаційного іона визначається алгебраїчною сумою зарядів простих іонів, що входять до складу координаційного іона.

Важливою характеристикою лігандів є їх координаційна ємкість, або дентатність, яка визначається числом місць, які ліганди займають у внутрішній координаційній сфері комплексу. Розрізняють монодентатні ліганди (F^–, Cl^–, Br^–, I^–, CN^–, CSN^–), бідентатні ліганди (CO₃^2-, SO₄^2-) тощо.

Координаційне число (КЧ) – величина змінна і визначається природою центрального атома, лігандів, зовнішньою сферою сполуки, природою розчинника та зовнішніми умовами, в яких утворюється сполука.

Координаційні числа центрального атома в різних координаційних сполуках змінюються від 2 до 12. Сполуки з великими КЧ (8 і >) трапляються дуже рідко. Найчастіше трапляюються координаційні сполуки з КЧ 2,4 та 6. координаційні числа показують не лише кількість лігандів, розміщених навколо центрального атома, а й як вони розміщені. Тобто координаційне число має просторову інтерпретацію.

Так само важливим, як і постулат Вернера про два типи валентності, було й головне положенння проте, що побічні валентності напрямлені в просторі навколо центрального іона комплекса не тільки в твердому стані, але і в розчині. Спочатку він постулював, а пізніше отримав серйозні експериментальні докази того, що 6 таких валентностей напрямлені до вершин правильного октаядра, побудованого навколо центрального іона. В той же час показав, що угрупування з 4 таких валентностей може мати або плоску квадратну конфігурацію, рідше – тетраедричну. Цей стереохімічний постулат дав можливість передбачити структури і структурні зміни багатьох нових, досі ще не вивчених неорганічних сполук.

Сучасні дослідження показали, що для сполук з КЧ 4 характерні дві геометричні конфігурації: квадрат і тетраедр.

Сполукам з КЧ 6 відповідає геометрина конфігурація октаедр, в центрі якого міститься центральний атом, а у вершинах – координовані групи. В деяких сполуках КЧ 6 реалізується у вигляді тригональної призми і тетрагональної біпіраміди.

Значно менше сполук з іншими КЧ. Для сполук з КЧ 2 можливі дві геометричні конфігурації: лінійна і кутова. Для сполук з КЧ 3 найбільш характерною є конфігурація трикутника і тригональної піраміди. Сполуки з КЧ 5 за структурою можна поділити на дві групи, які мають тетрагонально-пірамідальну і тригонально-біпірамідальну будову. КЧ:

Сполуки з КЧ 8 можуть мати такі геометричні структури: куб, квадратна антипризма, додекаедр. В основі будови сполук з КЧ 9 лежить тригональна призма, у вершинах якої розміщуються 6 лігандів, а інші три – напроти центрів трьох вертикальних площин призми; центральний атом міститься у просторовому центрі призми.

Аналізуючи КЧ багатьох комплексних сполук, Вернер зробив висновок, що заряд центрального іона (або, точніше СТО центрального атома), є основним фактором, який впливає на координаційне число.

Заряд центрального іона

КЧ

4 ; 6

6 ; 4

КЧ 6 зустрічається в комплексних сполуках Pt⁴⁺, Cr³⁺, Co³⁺, Fe³⁺, КЧ 4 – в комплексних Cu²⁺, Zn²⁺, Pd²⁺, Pt²⁺, КЧ 2 – у комплексах Ag⁺, Cu⁺.

Наведені КЧ відповідають максимальному насиченню координаційної сфери і належать до координаційно-насичених сполук. Не завжди у розчинах створюються умови, потрібні для цього, і тоді виникають координаційно- ненасичені комплекси з меншими координаційними числами.

2. Ізомерія координаційних сполук.

Кожна координаційна сполука має сталий кількісний склад і характеризується певним розміщенням лігандів навколо центрального атома. Зміна розміщення лігандів у межах однієї координаційної сфери, обмін їх місцями з зовнішніми іонами або зміна характеру приєднання до центрального атома багатоатомного ліганда призводить до змін властивостей сполуки, тобто до ізомерії. Для координаційних сполук відомі такі види ізомерії:

А. Просторова ізомерія:

· Геометрична (цис- і транс-ізомерія);

· Оптична

Б. Структурна ізомерія:

· Сольватна (гідратна)

· Іонізаційна

· Координаційна

· Ізомерія зв’язку і т.д.

Ізомерія – це явище існування сполук з однаковим хімічним складом, але з різною будовою і властивостями.

Геометрична ізомерія в координаційних сполуках спостерігається тоді, коли ліганди у внутрішній сфері розміщуються по – різному відносно один одного.

Геометричні ізомери відрізняються за:

· Фізичними

· Хімічними властивостями

Оптичні ізомери відносяться один до одного як предмет і його дзеркальне відображення. Два оптичні ізомери обертають площину поляризації світла на однаковий кут: один-вправо, а другий-вліво.

За фізичними і хімічними властивостями оптичні ізомери практично не відрізняються один від одного. Причиною сольватної ізомерії є неоднаковий розподіл молекул розчинника між внутрішньою і зовнішньою сферами координаційної сполуки. Для кристалогідратів таку ізомерію називають гідратною.

Кристалогідрат хлориду Cr(III), CrCl₃ × 6H₂O, [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ × H₂O, [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl × 2H₂O, [Cr(H₂O)₃Cl₃] × 3H₂O.

Іонізаційна ізомерія зумовлена різним розподілом іонів між внутрішньою і зовнішньою сферами, наприклад: [Co(NH₃)₅Br]SO₄, [Co(NH₃)₅SO₄]Br, [Pt(NH₃)₄Cl₂]Br₂ i [Pt(NH₃)₄Br₂]Cl₂.

Координаційна ізомерія зв’язана з переходом лігандів від одного комплексоутворювача до другого: [Co(NH₃)₆][Cr(CN)₆] i [Cr(NH₃)₆][Co(CN)₆].

Ізомерія зв’язку може виявлятись тоді, коли ліганди містять два різних атоми, здатних координуватись з центральним атомом. Наприклад, у солях з [Co(NH₃)₅ONO]X₂ i [Co(NH₃)₅NO₂]X₂ група ONO зв’язана з Со(ІІІ) через кисень, а група NO₂ – через азот.

Комплексні сполуки поділяють на:

Електроліти

Неелектроліти

При розчиненні у воді (чи іншому розчиннику) взаємодіють з нею, дисоціюючи на іони.

Електролітичній дисоціації не піддаються.

Комплексні сполуки – електроліти, по специфіці дисоціації поділяють на кислоти, основи і солі. Наприклад, розчинення у воді кристалічного комплексного гідрату H2PtCl6 × 6H2O описують схемою:

Ця реакція відбувається з утворенням іонів водню, відповідно, розчин цього гідрату являє собою комплексну кислоту. Розчинення у воді кристалічного (NH₄)₂SiF₆ описується схемою:

згідно якої (NH₄)₂SiF₆ – комплексна сіль.

тобто розчин збагачується іонами гідроксилу і набуває основних властивостей, відповідно [Ag(NH₃)₂]OH – основа.

3. Класифікація комплексних сполук.

Через численну кількість і різноманітність комплексних сполук важко провести єдину класифікацію. Існують класифікації комплексних сполук:

· По координаційному числу;

· По ступеню окиснення;

· По типу донорних атомів лігандів;

· По типу або природі координаційного зв’язку;

· По електронній конфігурації атома або іону металу.

Широко прийнятою є класифікація комплексних сполук по типу лігандів, які утворюють внутрішню координаційну сферу комплексів.

Аміакати – комплекси, в яких лігандами є молекули аміаку, наприклад:;;. Відомі комплекси, аналогічні аміакатам, у який роль ліганду виконують молекули амінів: СН₃NH₂ (метиламін), C₂H₅NH₂ (етиламін), NH₂CH₂CH₂NH₂ (етилендиамін Еn). Такі комплекси називають амінатами.

Аквакомплекси – лігандом виступає вода:;;. Гідратовані катіони, які є у одному розчині, містять як центральну ланку аквакомплекс. У кристалічному стані деякі з аквакомплексів утримують і кристалізаційну воду, наприклад:;. Кристалізаційна вода не входить до складу внутрішньої сфери, вона зв’язана не так міцно, як координована, і легше віддається при нагріванні.

Ацидокомплекси – лігандами є аніони. До них належать комплекси типу подвійних солей, наприклад, (їх можна подати як продукт поєднання двох солей – PtCl₄ × 2KCl, Fe(CN)₂ × 4KCN); комплексні кислоти H₂[SiF₆], H₂[CoCl₄]; гідроксокомплекси Na₂[Sn(OH)₄], Na₂[Sn(OH)₆].

Різнолігандні. Між цими трьома класами існують перехідні ряди, які включають комплекси з різними лігандами: [Pt(NH₃)₄]Cl₂, [Pt(NH₃)₃Cl]Cl, [Pt(NH₃)₂Cl₂], K[Pt(NH₃)₃Cl₃], K₂[PtCl₄].

Циклічні або хелатні (клішнеподібні) комплексні сполуки. Вони містять бі- або полідентатний ліганд, який ніби захоплює центральний атом подібно до клішні рака:

O C=O NH₂CH₂

Me

O C=O NH₂ CH₂

Стрілкою в цих комплексах позначається донорно-акцепторний зв’язок. Прикладами таких комплексів є оксалатний комплекс заліза(ІІІ) [Fe(C₂O₄)₃]^3- та етилендиаміновий комплекс Pt(IV) – [PtEn₃]⁴⁺.

До групи хелатів належать і внутрішньокомплексні сполуки, у яких центральний атом входить до складу циклу, утворюючи ковалентні зв’язки з лігандами різними способами: донорно-акцепторними і за рахунок неспарених атомних електронів. Комплекси такого роду дуже характерні для амінокарбонових кислот. Найпростіший їх представник – амінооцтова кислота (гліцин) утворює хелати з іонами Cu²⁺, Pt²⁺, Rh³

Відомі також комплекси з складнішими амінокарбоновими кислотами та їхніми аналогами. Такі ліганди називають комплексонами. Двозарядний аніон етилендиамінтетраоцтової кислоти, який називається у вигляді двонатрієвої солі комплексоном ІІІ, або трилоном Б, дає з двовалентним металом комплекс

Хелатні сполуки мають особливу міцність, оскільки центральний атом у них ніби “блокований” циклічним лігандом. Найбільшу стійкість мають з п’яти- і шестичленними циклами. Комплексони так міцно зв’язують катіони металу, що при добавлянні їх розчиняються такі погано розчинні речовини, як сульфати кальцію і барію, оксалати і карбонати кальцію. Тому їх застосовують для зм’якнення води, маскування “зайвих” іонів металу при фарбуванні і виготовленні кольорової плівки. Широко застосовуються вони в аналітичній хімії.

Багато органічних лігандів хелатного типу є дуже чутливими і специфічними реагентами на катіони перехідних металів. До них належать, наприклад, диметилглікосим, запропонований Л.О.Чугаєвим, як реактив на іони Ni²⁺та Pd²⁺.

Велику роль відіграють хелатні сполуки і в природі. Всі перелічені класи комплексних сполук є одноядерними, бо мають один центральний атом. Трапляються комплекси і складнішої структури, які містять два або кілька центральних атомів одного і того самого або й різних елементів. Ці комплекси називаються полі (багато) ядерними.

Кластери – комплекси, в яких атоми металу безпосередньо зв’язані один з одним. Це спостерігається наприклад, в димерах [(СО)₅Mn–Mn(CO)₅], [Re₂H₂Cl₈]^2-.

До багатоядерних сполук належать також ізополі- і гетерополікислоти.

4. Номенклатура комплексних сполук.

Існує багато способів утворення назв комплексних сполук, в тому числі і традиційних. Наведимо номенклатуру відповідно до рекомендацій Міжнародної спілки теоретичної і прикладної хімії.

1. Назву комплексної сполуки починають із зазначення складу внутрішньої сфери, потім називають центральний атом і приводять значення його ступеня окиснення. У внутрішній сфері спочатку називають ліганди-аніони, а потім ліганди-нейтральні молекули. Ліганд-аніон несе латинську назву із закінченням “О”:

· Cl^– – хлоро,

· SO₃^2- – сульфіто,

· CN^– – ціано,

· ОН^– -гідроксо,

· Н^– – гідридо,

· О^2- – оксо,

· СО₃^2- – карбонато,

· SO₄^2- –сульфато,

· NCS^– – тіоціанато,

· F^– – фторо,

· S^2-–тіо.

Нейтральні молекули, як ліганди, зберігають свою звичайну назву: етиламін, піридин, гідразин, етилендиамін, NH₃ – амін, Н₂О – аква. Число лігандів позначають грецькими числівниками:

· 1 – моно,

· 2 – ди(ді),

· 3 – три,

· 4 – тетра,

· 5 – пента,

· 6 – гекса.

2. Після назви лігандів переходять до назви іона – комплексоутворювача. Якщо центральний атом входить до складу катіона, то використовують російську назву елемента і в дужках (римськими цифрами) зазначають його ступінь окиснення. Якщо центральний атом є в аніоні, то використовують латинську назву елемента, перед яким зазначають його ступінь окиснення, а в кінці додають закінчення – ат.

3. Після позначення складу внутрішньої сфери називають катіони або аніони зовнішньої сфери.

· Якщо катіонний комплексний іон, то спочатку йде назва аніона позасферного у називному відмінку;

· Якщо аніонний комплексний іон, то спочатку назва комплексного аніона, а далі в родовому відмінку – позасферний катіон.

4. У випадку неелектролітів ступінь окиснення атомів не подають (для центрального атома),оскільки він однозначно визначається, виходячи з електронейтральності комплексу.

[Ag(NH₃)₂]ClO₄ – перхлорат диамін-срібла (І)

[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ – хлорид дихлоротетрамін-платини (IV)

[Ag(NH₃)₂]Cl – хлорид диамін-срібла (І)

K₃[Fe(CN)₆] – гексаціано-(ІІІ) ферат калію

K₄[Fe(CN)₆] – гексаціано-(ІІ) ферит калію

(NH₄)₂[Pt(OH)₂Cl₄] – дигідроксотетрахлоро-(ІV) платинат амонію

[Cr(H₂O)₃F₃] – трифторо-триаква-хром

[Co(NO₂)₂Cl(NH₃)₃] – динітро-хлоро-триамін-кобальт.

5. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках.

Утворення багатьох комплексних сполук можна в першому наближенні пояснити електростатичним притяганням між центральним катіоном металу та аніонами або полярними молекулами лігандів. Поряд з силами притягання діють і сили електростатичного відштовхування між однойменно зарядженими (або, у випадку полярних молекул, однаково орієнтованими) лігандами. В результаті утворюються найбільш стійке угруповання атомів (іонів), що має мінімальну потенціальну енергію.

Кількісні розрахунки на основі такої електростатичної моделі вперше виконали В.Коссель і А. Магнус, які прийняли іони за недеформовані кулі і враховували їх взаємодію за законом Кулона. Результати цих розрахунків задовільно передають залежність координаційного числа від заряду центрального іона. Але проста електростатична теорія не може пояснити вибірність (специфічність) комплексоутворення, оскільки вона не бере до уваги природу центрального атома і лігандів, особливості будови їхніх електронних оболонок. Щоб врахувати ці фактори, електростатичну теорію доповнили поляризаційними уявленнями, згідно з якими комплексоутворенню сприяє участь як центральних атомів невеликих багатозарядних катіонів d – елементів, що мають сильну поляризуючу дію, а як лігандів – великих іонів або молекул, що легко поляризуються. У цьому випадку відбувається деформація електронних оболонок центрального атома і лігандів, що приводить до їх взаємопроникнення, що і спричинює зміщення зв’язків.

Поляризаційні уявлення виявилися корисними для пояснення стійкості, кислотно-основних і окислювально-відновних властивостей комплексних сполук, але багато інших їхніх властивостей лишилося нез’ясованими. Так з позиції електростатичної теорії всі комплекси з координаційним числом 4 повинні мати тетраядричну будову, оскільки саме такій конфігурації відповідає найменше взаємне відштовхування лігандів. Насправді, як ми вже знаємо, деякі подібні комплекси, наприклад, утворені платиною (ІІ), побудовані у формі квадрата. Електростатична теорія не може пояснити особливостей реакційної здатності комплексних сполук, їхніх магнітних властивостей і забарвлення. Більш повний і точний опис властивостей і будови комплексних сполук можна мати лише на основі квантово-механічних уявлень про будову атомів і молекул.

Існує декілька підходів до квантово-механічного опису будови комплексних сполук. Ми розглянемо два: теорія кристалічного поля і метод валентних зв’язків.

А. Теорія кристалічного поля.

Основні положення були сформовані Х.Бете (1929). Вона грунтується на уявленні про електростатичну природу взаємодії між центральним іоном та лігандами. Але на відміну від простої іонної теорії, тут враховується різне просторове розміщення d – орбіталей і зв’язана з цим різна зміна енергії d – електронів центрального атома, спричинена відштовхуванням їх від електронних хмар лігандів.

Основні положення цієї теорії можна сформулювати так:

1. Комплексні сполуки стійко існують через електростатичну взаємодію центрального іона з лігандами.

2. Центральний іон розглядають з врахуванням його електронної будови і тих змін, які спричиняють ліганди своїм електростатичним полем. Ліганди розглядають тільки як носії певного заряду, а їх власну елетронну структуру не враховують.

3. Взаємодія між центральним атомом і лігандами кількісно описують законами і математичним апаратом квантової механіки.

Отже, комплексна сполука – це стійка система з електростатичним центральним іоном симетрично розміщених навколо нього лігандів. Ліганди, як точкові негативні заряди, взаємодіють з центральним іоном, притягують до його ядра і відштовхуються від його електронних оболонок (орбіталей). Цей відштовхуючий ефект збуджуюче діє на орбіталі центрального іона, змінюючи їх енергію. При цьому у відповідності із законом Кулона, ближчі до ліганда орбіталі будуть відчувати сильніше відштовхування, а більш віддалені – менше.

Б. Метод валентних зв’язків.

Хімічні зв’язки, які виникають в процесі комплексоутворення, мають донорно-акцепторне походження, тобто утворюються за рахунок неподільної електронної пари одного із взаємодіючих атомів і вільної орбіталі другого атома.

Так, утворення тетраядричного іона [BeF₄]^2- можна пояснити наступним способом. Іон Ве²⁺ має таку електронну конфігурацію (має вільну 2s– і 2р-орбіталі), а тому може бути акцептором 4 електронних пар, які може надати F^– – іон. Тетраядрична будова комплексного іона [BeF₄]^2- обумовлена sp³ – гібридизацією валентних орбіталей берилію.

Так само можна показати, що при взаємодії іону Cr³⁺ з молекулами води утворюється октаедоичний іон [Cr(H₂О)₆]³⁺. Октаядричні комплекси утворюються також при взаємодії іона Cr³⁺ з фторид- і гідроксид іонами: Cr³⁺ + 6:F ® [CrF₆]^3- – гексафторохромат-(ІІІ)-іон, Cr³⁺ + 6:OH– ® [Cr(OH)₆]^3- – гексагідроксохромат-(ІІІ)-іон.

Комплексні сполуки [Zn(NH₃)₄]²⁺, [Cd(NH₃)₄]²⁺, [HgI₄]^2- мають тетраядричну конфігурацію.

Так у комплексі [Zn(NH₃)₄]²⁺ іон Zn²⁺ надає для електронних пар лігандів одну 4s– і три 4р-орбіталі. Причому відбувається sp³ – гібридизація, що відповідає розміщенню лігандів у вершинах тетраядра (тетраядрична конфігурація).

Іони d – елементів з 4 зайнятими d – орбіталями при координаційному числі 4 надають для електронних пар лігандів одну (n – 1)d-, одну ns і дві np – орбіталі, наприклад, в комплексі [Pt(NH₃)₄]^2-.

При цьому відбувається гібридизація dsp², що відповідає розміщенню лігандів у вершинах квадрата (квадратна конфігурація). Тому такі комплекси, як [Pt(NH₃)₄]^2- мають структуру плоского квадрата.

Координаційному числу 6 відповідає гібридизація d²sp³ і октаядричне розміщення лігандів. Така координація має місце, наприклад, у комплексах платини (ІV).

Така сама октаядрична координація здійснюється в комплексах [Co(NH₃)₆]³⁺, [Fe(CN)₆]^4-, [RhCl₆]^3-. Координаційному числу 2 відповідає гібридизація sp – типу і лінійна координація лігандів, наприклад у комплексі [Ag(NH₃)₂]⁺.

Отже, МВЗ пояснює певні значення КЧ і геометричні форми комплексних іонів або молекул. Але взаємодія між центральним атомом і лігандами в комплексних сполуках не зводться лише до донорно-акцепторної. Існують ліганди, які здатні приймати електрони металу на вакантні орбіталі, наприклад на вільні d – орбіталі. Такі ліганди називаються П – акцепторами, а зв’язок їх з центральним атомом П – дативним.

Будова “сендвічевих” (Сr(C₆H₆)₂, Fe(C₅H₅)₂) сполук успішно пояснює метод МО. Застосування методу МО для пояснення будови комплексних сполук розглядається у спеціальних посібниках.

Отже, утворення молекул Сr(C₆H₆)₂ відбувається по П – донорно-акцепторному і П – дативному механізмах за рахунок 18 електронів (12 електронів бензолу і 6 електронів від атома хрому) і вільних d – орбіталей атома зрому і П_розр – орбіталей двох молекул бензолу.

Комплексонами називають органічні речовини, які містять одну або декілька амінодикарбоксильних груп – N(CH₂COOH)₂, наприклад, трилон Б або комплексон ІІІ або натрій едетат.

Переваги комплексонів:

1. Добре розчинні у воді та деяких інших органічних розчинниках.

2. Легко реагують з багатьма катіонами металів з утворенням розчинних у воді стійких комплексних сполук.

3. Комплекси, які утворюються дуже стійкі.

4. Реакції протікають стехіометрично (немає ступінчастого комплексоутворення).

5. Деякі комплексони є специфічними реагентами на окремі іони металів (вибіркова дія).

6. Широке застосування як маскуючих агентів. Цьому застосуванню сприяє те, що комплексонати металів мають різні константи нестійкості і утворюються при певних значеннях рН розчинів.

7. Етилендиамінтетраацетат-іон Y^4- з іонами багатьох металів утворює розчинні хелати, які називаються комплексонатами:

Me^x+ + H₂Y^2- = MeY^(x-2)+ + 2H⁺

Комплексонометрія – титриметричний метод аналізу, який базується на використанні реакцій іонів-комплексоутворювачів з комплексонами, які супроводжуються утворенням стійких малодисоційованих розчинних у воді внутрішньокомплексних солей:

Са²⁺ + H₂Y² → CaY^2- + 2H⁺,

In³⁺ + H₂Y^2- → InY^– + 2H⁺,

Th⁴⁺ + H₂Y^2- → ThY + 2H⁺.

Отже, незалежно від ступеня окислення іона і його заряду, 1 моль реагуючих катіонів зв’язується 1 молем Na₂ЕДТА.