OBSchAYa_KhIMIYa

υ = kCA

Примером подобных реакций могут служить реакции изомеризации и разложения, например, реакция разложения азометана:

H3C-N=N-СH3 N2 + C2H6,

скорость которой пропорциональна концентрации азометана. Не следует, однако, считать, что все реакции, в которых участвует лишь один реагент, - это мономолекулярные реакции. Известно много реакций большей молекулярности, протекающих при столкновении одинаковых молекул.

2. Бимолекулярные реакции. В элементарном химическом акте взаимодействуют две частицы по уравнению:

А + В = X + Y + ...

В этом случае

υ = kCACB

Это весьма распространенная группа реакций, примером которых могут служить реакции гидролиза (омыления) сложных эфиров:

СН3СООС2Н5 + ОН- CH3COO- + C2H5OH

3. Тримолекулярные реакции. Число частиц, участвующих в химическом акте, равно трем, что соответствует уравнениям:

A + B + D = X + Y + ...,

υ = kCACBCD

Подобные реакции встречаются весьма редко, так как вероятность одновременного столкновения трех частиц очень мала. Примером тримолекулярной реакции может служить реакция образования оксохлорида азота(III):

2NO + Cl2 = 2NOCl;

υ kC2NOCCl2

Реакции, молекулярность которых выше трех, невозможны, так как вероятность одновременного столкновения четырех и более частиц равна нулю.

Определение молекулярности отдельных стадий многостадийных реакций - весьма сложная задача, которая не всегда может быть решена достаточно надежно. В силу этого для кинетической характеристики сложных многостадийных процессов используется так называемый порядок реакции.

Пусть реакция, число и характер стадий которой неизвестны, протекает по суммарному уравнению:

аА + bB + ... = dD + ...,

где a, b, d - стехиометрические коэффициенты. Экспериментальное исследование этой реакции показало, что ее скорость пропорциональна концентрации А, возведенной в степень α, и концентрации В в степени β (естественно, α и β не равны а и b). Тогда скорость реакции определяется следующим уравнением:

υ kCαACβB

Сумма показателей степеней при концентрациях в кинетическом уравнении называется общим порядком данной реакции, а сами показатели степени - порядком по каж-

дому веществу. Так, порядок данной реакции равен α + β (порядок α по веществу А и порядок β по веществу В).

71

На практике порядок реакции обычно устанавливают, подбирая такие значения показателей степеней при концентрациях, которые обеспечивают постоянство константы скорости. С этой целью используют уравнения, связывающие константу скорости с концентрацией реагентов и временем протекания реакции. Выведем такое уравнение для мономолекулярных реакций. Пусть для реакции А = В + ... в начальный момент времени концентрация А равнялась С0 моль/л, а спустя время уменьшилась до С моль/л. Тогда скорость реакции

υ dCdτ kC

Разделим переменные и проинтегрируем в пределах от С0 до С и от нуля до :

dC

C

dC

τ

kdτ ;

kdτ

C

C

C

0

0

Получим

ln

C0

kτ или

k

1

ln

C0

C

τ

C

Если подстановка значений С при различных значений приводит к одинаковым значениям k, можно утверждать, что исследуемая реакция является реакцией первого порядка. Если окажется, что рассчитанные величины k не являются постоянными, проверяют соответствие реакции уравнениям скорости бимолекулярных и тримолекулярных реакций.

Порядок реакции, таким образом, является чисто формальной величиной, позволяющей количественно охарактеризовать скорость реакции, но не дающей информации о числе стадий процесса и их характере. В силу этого порядок реакции может принимать дробные, нулевые и даже отрицательные значения. Например, скорость реакции разложения гидрида сурьмы на поверхности сурьмы описывается уравнением:

υ kCSbH0,6 3

Реакции низкотемпературного каталитического окисления оксида углерода(II) на платиновом катализаторе:

Pt

2СО + О2 = 2СО2 соответствует кинетическое уравнение:

υ k CO2

CCO

Таким образом, общий порядок этой реакции равен нулю, а порядок по кислороду и оксиду углерода(II) равны, соответственно, 1 и -1.

Химическая кинетика изучает не только скорости, но и механизмы химических реакций. Различают молекулярный, ионный и радикальный механизмы химических процессов.

1. Молекулярный механизм. Реакция протекает между молекулами. Например, молекулярный механизм соответствует реакции разложения этана под воздействием ультрафиолетового излучения:

hν

С2Н6 = С2Н4 + Н2

В этом случае молекула этана, поглотив квант лучистой энергии, переходит в возбужденное состояние (активированный комплекс), а затем разрушается, образуя этилен и водород.

2. Ионный механизм. Реагирующие вещества распадаются на ионы, между которыми затем протекает реакция. Примером подобных процессов являются разнообразные реак-

72

ции в растворах электролитов. Обычно такие реакции отличаются низкими энергиями активации и высокими скоростями.

3. Радикальный механизм. Реакция включает стадию образования радикалов, т.е. частиц, содержащих неспаренные электроны. Энергия активации радикальных реакций мала, так как реакционная способность радикалов весьма высока. Радикалами могут быть как отдельные атомы с неспаренными электронами (например, Н, Cl, О ), так и многоатомные частицы ( ОН, NH2, СН3). Примером радикальной реакции может служить взаимодействие хлора с водородом, механизм которого будет рассмотрен ниже.

5.4. Некоторые типы многостадийных реакций

Среди многостадийных химических процессов можно выделить несколько групп реакций, представляющих особый интерес: это параллельные, последовательные, сопряженные и цепные реакции.

Параллельные реакции имеют одинаковые исходные вещества, но разные продукты взаимодействия. Так, например, при нагревании хлората калия (KClO3) одновременно протекают две реакции:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

и 4KClO3 = 3KClO4 + KCl

Можно добиться преимущественного протекания одной из этих реакций. Так, при введении в систему катализатора MnО2 взаимодействие преимущественно протекает по первому уравнению. Однако и в этом случае образуются небольшие количества KClO4.

Последовательные реакции - это системы реакций, в которых каждый продукт предшествующей стадии является реагентом в последующей стадии. Последовательные реакции очень распространены. Так, например, при электрохимическом окислении хлорида калия до перхлората калия (KClO4), протекающем на аноде по суммарному уравнению:

Cl- + 4H2O – 8e- = ClO 4 + 8H+

промежуточными продуктами, подвергающимися последующему окислению, являются хлор и анионы ClO-, ClO 2 , ClO 3 .

Сопряженными реакциями называются процессы, один из которых инициирует другой. Примером подобных реакций может служить окисление бромной кислотой (HBrO3) сернистой и мышьяковистой кислот при их совместном присутствии. H2SO3 и H3AsO3 окисляются до H2SO4 и H3AsO4. Бромная кислота окисляет H2SO3, но не окисляет H3AsO3; однако при действии HBrO3 на смесь этих кислот окисляются обе.

Цепные реакции - это сложные системы параллельных, последовательных и сопряженных реакций, в случае которых первичное активирование частицы приводит к превращению большого числа молекул.

Простейшим типом цепных реакций являются реакции с неразветвленными цепями. Эти цепные реакции включают стадии зарождения, продолжения и обрыва цепи. Рассмотрим неразветвленную цепную реакцию, протекающую при действии света на смесь водорода с хлором. Зарождением цепи в этом случае является реакция образования атомных радикалов хлора при поглощении молекулой хлора кванта лучистой энергии:

hν

Cl2 = 2Cl·

Продолжение цепи обеспечивается протеканием реакций:

H2 + Cl· = HCl + ·H;

H· + Cl2 = HCl + Cl· и т.д.

Обрыв цепи может произойти за счет образования молекул водорода и хлора из радикалов:

Н· + Н· = Н2; Cl· + Cl· = Cl2

73

Для обрыва цепи необходимо, чтобы какая-нибудь частица увела избыточную энергия от "горячих" молекул Н2 и Сl2. Это наблюдается, когда столкновение происходит на стенке сосуда или при столкновении "горячей молекулы" в момент ее образования с какойнибудь частицей, которой может быть передана избыточная энергия. Средняя длина цепи зависит от природы реагирующих веществ. При фотосинтезе хлороводорода поглощение кванта лучистой энергии приводит к образованию нескольких десятков тысяч молекул хлороводорода.

Более сложным типом цепных реакций являются разветвленные процессы, включающие стадии, когда из одного радикала образуются два и более новых радикалов. Эта стадия называется разветвлением цепи. Примером подобного процесса может служить взаимодействие водорода с кислородом:

Н2 + О2 = ·ОН + ·ОН; Н2 + ·ОН = Н2О + ·Н; Н· + О2 = ·ОН + ·О·

Н2 + ·О· = ·ОН + Н· и т.д.

Первая реакция соответствует зарождению цепи, вторая - продолжению цепи, третья и четвертая - разветвлению цепи. Подобные реакции обычно протекают лавинообразно и приводят к взрыву.

5.5.Химическое равновесие.

5.5.1.Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия

Химические реакции могут быть разделены на необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают в направлении превращения реагентов в продукты реакции до тех пор, пока хотя бы один из реагентов не прореагирует количественно. Примером необратимых процессов могут служить следующие реакции:

2KClO3 = 2KCl + 3O2;

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Обратимые реакции способны протекать одновременно в двух противоположных направлениях. В случае таких процессов взаимодействие исходных веществ приводит к образованию продуктов реакции (прямая реакция), которые, способны взаимодействовать друг с другом с образованием исходных веществ (обратная реакция). К таким реакциям можно отнести взаимодействие азота с водородом:

N2 + 3H2 2NH3

Заметим, что многие реакции, кажущиеся необратимыми, фактически таковыми не являются. Например, реакция осаждения сульфата бария или реакция нейтрализации

Ba2+ + SO 2	= BaSO ↓;	H+ + OH- = H O
4	4	2

являются, строго говоря, обратимыми, так как сульфат бария в какой-то мере растворим, а вода, пусть крайне незначительно, но все же диссоциирует на ионы водорода и гидроксила. О таких реакциях говорят, что они практически необратимы.

Пусть в системе протекает обратимая гомогенная одностадийная реакция:

aA + bB dD + eE

Кинетические уравнения, отвечающие этой реакции, имеют вид:

υ1	k Ca	Cb	(прямая реакция);	υ2	k	Cd	Ce	(обратная реакция)
	1 A	B			2	D	E

74

Если смешать некоторые количества веществ А и В, то в первый момент скорость прямой реакции будет максимальна, а скорость обратной реакции будет равна нулю, так как веществ D и Е в системе нет. По мере образования веществ D и Е скорость прямой реакции будет уменьшаться, а скорость обратной реакции - увеличиваться. В конце концов, скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции, после чего изменение концентраций реагентов и продуктов реакции прекратится. В единицу времени будет образовываться столько молей D и Е, сколько молей этих веществ будет превращаться в А и В. Состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Концентрации реагентов и продуктов реакции, при которых система находится в состоянии равновесия, называются равновесными концентрациями. Равновесные концентрации обычно обозначают, заключая формулу соответствующего соединения в квадратные скобки.

Если система находится в состоянии равновесия (υ1 = υ2), то:

	a b	d e		k1		[D]d [E]e
	k1[A] [B]	= k2[D] [E] ,	откуда
				k2		[A]a [B]b

Отношение констант скорости есть величина постоянная, не зависящая от концентрации. Эта величина называется константой равновесия:

K = k1 [D]d [E]e k2 [A]a [B]b

Таким образом, для системы, находящейся в состоянии равновесия, отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций реагентов является постоянной величиной, называемой константой равновесия. Константа равновесия не зависит от концентраций, но зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Заметим, что любое равновесие может устанавливаться при различных значениях равно-

весных концентраций. Необходимо лишь, чтобы выражение [D]d [E]e равнялось константе

[A]a [B]b

равновесия вне зависимости от того, чему равны величины [A], [B], [D] и [E].

Если реакция протекает между газообразными веществами, то концентрации взаимодействующих веществ могут быть заменены парциальными давлениями газов, так как давление газа пропорционально его концентрации.

pd pe

K D E paA pbB

Численные значения К и К′ будут различными, так как согласно уравнению состояния идеального газа C RTp .

Пусть реакция

протекает в две стадии

А + 2В

АВ2

А + В

АВ;

K1

[AB]

[A] [B]

AB + B

AB2;

K2

[AB2 ]

[AB] [B]

Найдем произведение констант равновесия реакций:

75

K1 K2	[AB2 ]	= К
	[A] [B]2

Таким образом, независимо от числа промежуточных стадий стехиометрические коэффициенты уравнения реакции входят в уравнение константы равновесия как показатели степени при соответствующих концентрациях. Например, реакция

N2 + 3H2 2NH3

явно не может быть одностадийной, однако для нее:

K [NH3 ]2 [N2 ][H2 ]3

Пусть вещества В и Е являются кристаллическими.

aA + bB(кр) dD + eE(кр)

Тогда скорости прямой и обратной реакции будут пропорциональны не концентрациям, а площадям поверхностей (S) веществ В и Е:

υ1	k Ca	S	B	;	υ2	k	Cd	S
	1 A					2	D	E

В состоянии равновесия площади поверхности SВ и SЕ будут постоянны и войдут в значение константы равновесия. Отсюда для гетерогенного процесса:

K [D]d [A]a

Таким образом, уравнение закона действующих масс применимо и для гетерогенных процессов, но концентрации веществ, образующих индивидуальную фазу, в него не включаются. Например, для реакции:

СаСО3(к)		СаО(к) + СО2(г);	K = [CO2],

т.е. равновесие устанавливается тогда, когда концентрация (или прациальное давление) диоксида углерода достигает определенного значения.

Еще раз подчеркнем, что установление химического равновесия отнюдь не означает, что в системе прекращается протекание прямой и обратной реакций. Эти реакции продолжают протекать, но с одинаковой скоростью. Химическое равновесие, таким образом, является динамическим, т.е. подвижным.

Рассмотрим термодинамические условия установления равновесия. Химическое равновесие всегда устанавливается самопроизвольно и, следовательно, является состоянием, наиболее устойчивым в данных условиях. Независимо от того, скорость какого процесса, прямого или обратного, преобладает в неравновесной системе, переход к равновесию сопровождается понижением свободной энергии Гиббса. Отсюда следует, что пока система пребывает в состоянии равновесия, ΔG для нее равно нулю.

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔGT RTlnK ,

где ΔGT - изменение энергии Гиббса при температуре Т, стандартном давлении и концентрациях веществ, участвующих во взаимодействии, равных 1 моль/л.

5.5.2. Смещение химического равновесия

Если в системе установилось химическое равновесие, концентрации реагентов и продуктов реакции могут оставаться постоянными сколь угодно долго. Однако изменение условий, в которых находится система, может привести к нарушению равновесия. В ре-

76

зультате какое-то время одна из реакций (прямая или обратная) будет протекать со скоростью, превышающей скорость второй реакции; спустя некоторое время равновесие в системе восстановится, но уже при других значениях равновесных концентраций.

Направление смещения равновесия можно определить по принципу Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия, оказано внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону процесса, ослабляющего оказанное воздействие.

В качестве внешних воздействий, смещающих направление химического равновесия, обычно выступают изменение концентрации одного из реагентов или продуктов реакции, изменение температуры или давления. Введение в систему катализатора не смещает положение равновесия, поскольку он в равной мере изменяет скорость прямой и обратной реакции. В то же время катализатор ускоряет момент достижения равновесия.

Рассмотрим применение принципа Ле Шателье на примере равновесной реакции синтеза аммиака:

N2 + 3H2		2NH3;	H = -92,38 кДж

1.Увеличение концентрации одного из реагентов (азота или водорода) смещает равновесие в сторону прямой реакции, идущей с их расходованием, т.е. вправо. Соответственно уменьшение концентрации одного из реагентов будет смещать равновесие в сторону обратной реакции, идущей с их образованием, т.е. влево.

2.Увеличение давления будет смещать равновесие в сторону процесса, идущего с его уменьшением. В данном случае это прямая реакция, сопровождающаяся уменьшением количества газообразных веществ.

3.Увеличение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла. Для данного равновесия прямая реакция экзотермична, т.е. идет с выделением тепла. Соответственно обратная реакция будет идти с поглощением такого же количества тепла, т.е. будет эндотермической. Поэтому увеличение температуры смещает равновесие в ее сторону, т.е. влево.

6.КООРДИНАЦИОННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

6.1. Основные положения координационной теории

Координационными называются соединения, содержащие в своем составе многоатомные молекулы или ионы, имеющие центр координации, связанный с частицами (молекулами или ионами), способными к самостоятельному существованию.

Несоблюдение хотя бы одного из перечисленных признаков не позволяет отнести соединение к координационным. Например, сульфат-анион является многоатомной тетраэдрической частицей, имеющей центр координации (атом серы).

2-

O

S

O

O

O

Однако рассматривать этот анион как комплексную частицу нельзя, поскольку он состоит из частиц, не способных к самостоятельному существованию (шестизарядный катион серы и двухзарядный анион кислорода). Нельзя отнести к координационным соединениям и хингидрон, представляющий собой продукт соединения хинона и гидрохинона, молекулы которых многоатомны и устойчивы.

77

OH O

OH O

Действительно, хингидрон не имеет центра координации. Для подобных объектов более уместен термин "аддукт" (продукт присоединения).

Примером классического координационного соединения может служить соль Тассера, полученная в 1798 г.:

		NH3			3+
			NH
H3N			3
	Co				3Cl-
H3N			NH3
	NH3

Это соединение содержит в своем составе многоатомный ион, имеющий центр координации (катион Со3+), связанный с молекулами аммиака, способными к самостоятельному существованию.

Воснове химии координационных соединений лежит координационная теория А. Вернера, предложенная в 1893 г. Основные принципы современной теории координационных соединений сводятся к следующим положениям:

1. Координационные соединения имеют центрическое строение. Атом или ион, занимающий центральное положение в комплексе, называется центральным атомом (ЦА). Вокруг центрального атома группируются остальные молекулярные или атомные частицы.

2. Ионы или молекулы, непосредственно связанные с ЦА, называются лигандами. Центральный атом и лиганды в своей совокупности образуют внутреннюю (координационную) сферу соединения.

3. Совокупность ионов и молекул, не связанных с ЦА, образует внешнюю сферу. Связь между внутренней и внешней сферами осуществляется за счет сил невалентного взаимодействия (электростатическое притяжение, водородные связи, силы межмолекулярного взаимодействия).

Вслучае соли Тассера центральным атомом является катион Со3+, а в роли лигандов

выступают молекулы аммиака. Образуемая ими внутренняя (координационная) сфера выделена квадратными скобками и представляет собой катион [Co(NH3)6]3+. Заряд этого комплекса компенсируется зарядами трех ионов хлора, образующих внешнюю сферу. Связь комплекса с внешнесферными ионами имеет ионный характер.

Важнейшей характеристикой центрального атома является координационное число

(КЧ). Координационное число центрального атома - это число мест в его координацион-

ной сфере. Оно измеряется числом -связей, образуемых ЦА со всеми лигандами. Так, для соли Тассера координационное число иона Со3+ равно шести. Координационное число может принимать различные значения. Наиболее часто оно равно 4, 5, 6. Реже встречаются координационные числа 2, 3 и превышающие 6.

Число мест, занимаемых лигандом в координационной сфере, называется дентатностью лиганда (от греческого dentatus - имеющий зубы). Дентатность измеряется числом-связей, образуемых лигандом с центральным атомом. В координационном соединении связь между центральным атомом и лигандом часто образуется по донорно-акцепторному механизму. В связи с этим атом лиганда, предоставляющий на образование связи неподеленную электронную пару называют донорным.

В зависимости от дентатности, лиганды можно подразделить на следующие группы:

78

1.Монодентатные лиганды, образующие с ЦА одну -связь. Примером молекулярных монодентатных лигандов могут служить NH3, H2O, CO, ионных – ОH-, Cl-, NO2-.

2.Бидентантные лиганды, образующие с ЦА две -связи. Примером бидентатного ли-

ганда может служить этилендиамин H2NCH2CH2NH2 (сокращенное обозначение - en). Это соединение содержит два донорных атома азота и может занимать во внутренней сфере два места. Поэтому в соли Тассера 6 молекул аммиака могут быть замещены тремя молекулами этилендиамина с образованием комплекса [Co(en)3]Cl3:

H2N				3+
H2N		NH2
Co
H2N		NH2
H2N

Бидентатными лигандами могут являться многие двухзарядные анионы (CO32-, SO32-, S2O32- и др.). Заметим, что некоторые бидентатные лиганды могут выступать в роли монодентатных.

Важной характеристикой комплексов является также геометрия координационного полиэдра – геометрия многогранника, получающегося при соединении донорных атомов лигандов условными прямыми. Наиболее распространенными являются линейные (КЧ = 2), тетраэдрические (КЧ = 4), квадратные (КЧ = 4) и октаэдрические (КЧ = 6) комплексы. Например, для соли Тассера координационный полиэдр имеет форму октаэдра.

6.2. Классификация координационных соединений

Координационные соединения исключительно разнообразны, а число их теоретически бесконечно велико. Действительно, способность к комплексообразованию присуща почти всем химическим элементам, а в качестве лигандов могут выступать как неорганические, так и органические молекулы и ионы. В результате число возможных координационных соединений многократно больше числа простых органических и неорганических соединений. Многообразие координационных соединений требует четкой классификации этих химических объектов.

Существует несколько систем классификации координационных соединений, отличающихся по тому, какой признак положен в основу классификации. Важнейшими классификационными признаками являются:

Заряд комплекса. По этому признаку координационные соединения делятся на 4 группы:

1.Координационные соединения - неэлектролиты. Внутренняя (координационная)

сфера соединений данного типа не имеет заряда, внешнесферные ионы отсутствуют. Примером подобных соединений могут служить [Pt(NH3)2Cl2] и [Co(NH3)3(CN)3].

2.Катионные комплексы. В состав соединения входит комплексный катион, заряд которого компенсируется простыми внешнесферными анионами. Примером таких соединений могут служить [Co(NH3)6]Cl3 и [Cr(NH3)6]Br3.

3.Анионные комплексы. Соединение состоит из комплексного аниона и простых внешнесферных катионов. Например, K3[Fe(CN)6] и K2[HgI4].

4.Катионно-анионные координационные соединения. И катион, и анион соединения

являются комплексными ионами. Ннапример, [Cu(NH3)4][PtCl4] и [Cr(H2O)6][Co(CN)6]. Число центральных атомов (ядерность). Соединения подразделяются на группы по

числу центров координации. Различают:

79

1.Моноядерные комплексы. Внутренняя сфера имеет один центр координации. Напри-

мер, [Fe(CO)5] или [Ni(NH3)6]Br2.

2.Биядерные комплексы. Внутренняя сфера имеет два центральных атома, например,

[Mn2(CO)10] или [(NH3)4Co(OH)2Co(NH3)4](SO4)2.

3.Полиядерные комплексы. Имеют более двух центров координации, например,

[Со4(СО)12].

Комплексы, в которых реализуются ковалентные связи металл-металл, называются кластерами. Так, в комплексе [Re2Cl8]2- атомы рения связаны между собой четырехкратной связью:

2-

Cl					Cl
Cl					Cl
Re					Re
Cl					Cl
Cl					Cl

Природа лигандов. Центральные атомы координационных соединений могут координировать как одинаковые лиганды (гомолигандные комплексы), так и лиганды различные (гетеролигандные комплексы). Гомолигандые комплексы в зависимости от природы лиганда подразделяются на ряд типов. Важнейшими из них являются:

1.Аквакомплексы. Лигандами являются молекулы воды, например, [Al(H2O)6]Cl3 и

[Be(H2O)4]SO4.

2.Амминокомплексы (аммиакаты). Функцию лиганда выполняют молекулы аммиака.

Например, [Co(NH3)6]Cl3, [Cu(NH3)4](OH)2.

3.Гидроксокомплексы. Центральный атом координирует гидроксид-анион, например,

Na3[Al(OH)6], K2[Be(OH)4].

4.Ацидокомплексы. Содержат в качестве лигандов анионы кислотных остатков.

Например, K3[Fe(CN)6], Na3[AlF6].

5.Комплексные гидриды. Лиганд - отрицательный ион водорода. Примером гидридных комплексов могут служить гидридоалюминаты (Li[AlH4]) и гидридобораты (K[BH4] ).

6.Карбонилы. Координационные соединения, в которых роль лигандов выполняют молекулы оксида углерода(II). Например, [Ni(CO)4], [Fe2(CO)9], [Fe3(CO)12].

7.Хелаты - координационные соединения, содержащие во внутренней координационной сфере циклы, включающие центральный атом. Хелаты образуют только бидентатные

иполидентатные лиганды. Например, хелатом является комплекс меди с этилендиамином, содержащий два пятичленных цикла, включающих катион металла:

2+

NH2 H2N

Cu

NH2 H2N

6.3. Номенклатура координационных соединений

При построении названий координационных соединений рекомендуется пользоваться системой, предложенной Комитетом по номенклатуре химических соединений Международного Союза по теоретической и прикладной химии (IUPAC). Основные положения номенклатуры IUPAC для координационных соединений можно сформулировать следующим образом:

1. При построении названия ионогенного соединения первым называют анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже (русскоязычный вариант системы).

80