Związki kompleksowe, czyli jak wpaść w kompleksy przez chemię

Związki kompleksowe są trudne, od razu przyznaję Ci rację! Nie możemy się jednak na to obrażać i uczyć się przez to reakcji na pamięć. Spróbujmy powalczyć ze szkolną przeciętnością, wprowadzając rozszerzenie teorii kwasów i zasad.

1. Nie tylko kwas−zasada Bronsteda

Zanim zaczniemy omawiać związki kompleksowe wygodnie jest wprowadzić nowe dla nas pojęcie kwasów i zasad. Pewnie znasz już podstawową definicję, czyli tak zwaną teorię Bronsteda.

Według niej, kwas to dawca protonu (H+), natomiast zasada jest biorcą (akceptorem) protonu. Niektóre elektrolity mogą pełnić rolę zarówno kwasu jak i zasady, nazywamy je amfiprotycznymi. Przykładem takich elektrolitów jest woda czy anion wodorowęglanowy HCO3 . Poniżej znajduje się ogólny schemat reakcji wraz z przykładem. 

kwas  +  zasada  ⇄  sprzężona zasada  +  sprzężony kwas 

Reakcja kwasu i zasady Bronsteda.

W powyższej reakcji woda pełni rolę kwasu, natomiast w równaniu :

HCl  +  H2O  ⇄  H3O+  +  Cl

pełni rolę zasady. My jednak teraz skorzystamy z nieco innej definicji, która na nieco wyższym poziomie może przydać się także w chemii organicznej. Mowa o teorii kwasów i zasad Lewisa. 

2. Kwas−zasada Lewisa

Idąc za sloganem tej strony, walczymy ze szkolną przeciętnością, więc chcąc zrozumieć związki kompleksowe musimy dać z siebie coś więcej. A to wszystko po to, żeby ostatecznie zrozumieć reakcje wodorotlenków amfoterycznych.

Kwas Lewisa jest akceptorem pary elektronowej, natomiast zasada Lewisa jest dawcą tej pary elektronowej. Kwas Lewisa bierze (przyjmuje) elektrony, a zasada Lewisa te elektrony oddaje. Przykład reakcji pomiędzy takim kwasem oraz zasadą znajduje się poniżej.

Kwas-zasada Lewisa schemat.jpg
Schemat reakcji kwas − zasada Lewisa

Kwasem jest tutaj BF3 (atom boru jak pamiętamy, ma wolny orbital p , czyli miejsce na dodatkowe elektrony, którymi nie pogardzi − przecież atom boru nie ma oktetu elektronowego). Zasadą Lewisa jest natomiast amoniak, ponieważ atom azotu dysponuje wolną parą elektronową, której aktualnie ,,nie używa”. 

Ja nigdy nie rozumiałem tak do końca o co chodzi z tym pustym orbitalem, więc mam nadzieję, że ten rysunek Ci to pokaże wyjaśnić. Jeśli weźmiemy sobie związek np. BH3 (czy BF3 , nie ma znaczenia), to zobacz, że faktycznie pozostaje ten pusty orbital p!

Skąd się bierze ten pusty orbital p ?

Pokazana na początku reakcja kwas − zasada opiera się na koordynowaniu wolnej pary elektronowej przez zasadę w kierunku pustego orbitalu kwasu. Powstały addukt to związek kompleksowy[1].

Zatem przykładowo bierzemy taki wodorotlenek glinu Al(OH)3 i dodajemy do niego NaOH, w wyniku czego jon OH ze swoją wolną parą elektronową atakują pusty orbital glinu. Jest to dokładnie taka sama sytuacja!

3. Związki kompleksowe

Pierwiastki z bloku d  są doskonałymi kwasami Lewisa, a zatem chętnie będą przyjmowały (akceptowały) pary elektronowe. Dlatego też będą skłonne tworzyć wiązania z cząsteczkami czy jonami, które będą z kolei działać jako zasady Lewisa i te pary elektronowe dostarczać. Efektem takich reakcji też będzie powstawanie związków kompleksowych, inaczej związków koordynacyjnych (a potocznie ,,kompleksów[2]”). 

Pierwiastki z bloku d chętnie tworzą tak zwane jony kompleksowe. O jonie kompleksowym mówimy wtedy, kiedy atom centralny (metal) jest połączony z jednym lub więcej ligandów. Ligand to natomiast zasada Lewisa (dawca elektronów), który tworzy wiązanie z tym metalem (atomem centralnym). Kiedy natomiast taki jon połączy się z przeciwjonem (kationem lub anionem), tak żeby powstał obojętny (o zerowym ładunku) związek, to mówimy że powstał związek koordynacyjny

Poniżej przedstawiono związek koordynacyjny o wzorze sumarycznym  K3FeF6 .

Często związki tego typu przedstawia się dodatkowo z nawiasem kwadratowym, aby oddzielić od siebie kationy oraz aniony :  K3[FeF6] . Zwróć uwagę, że tak samo jak np. anion fosforanowy PO43ー  jest odrębną jednostką (nie rozpada się na fosfor i tlen w trakcie dysocjacji), tak samo istnieje cały anion FeF63ー. Taki związek kompleksowy dysocjowałby zgodnie z równaniem : 

K3[FeF6]  ⟶  3K+  +  FeF63ー     ale nie :   K3[FeF6  3K+  +  Fe3+  +  6F   

4. Liczba koordynacyjna

Ilość ligandów przyłączonych do atomu centralnego nazywamy liczbą koordynacyjną, którą zapisuje się niekiedy skrótowo jako LK. W pwyższym przykładzie liczba ligandów fluorkowych wynosi sześć, zatem LK = 6 .

Zatrzymamy się na chwilę na samych ligandach. Wiemy już, że ligand jest zasadą Lewisa i jego rolą  jest dostarczanie pary elektronowej na wolne orbitale metalu. Sam ligand może być obojętny (np. cząsteczka wody H2O) , czy też być anionem[3] (np. jon hydroksylowy OH).

Liczba koordynacyjna (LK) − liczba atomów, które są bezpośrednio połączone z atomem centralnym (lub też liczba ligandów; LK ma dwojaką definicję) Jej wartość waha się od dwóch do dwunastu. Najczęstszymi liczbami koordynacyjnymi są LK = 4  oraz  LK = 6 (pokryją one właściwie 100% maturalnych przykładów). Nieparzyste liczby koordynacyjne (np. LK = 3) zdarzają się rzadko.

➤  w przypadku metali grup głównych (czyli głównie blok p) − najczęstszą LK jest cztery :  LK = 4 

➤  w przypadku metali przejściowych (z bloku d) − najczęstszą LK jest sześć :  LK = 6 

My ze związkami kompleksowymi spotkamy się w przypadku berylu, glinu, chromu, żelaza, miedzi, cynku oraz srebra. Dlatego w tabeli zebrałem występujące dla nich wartości liczby koordynacyjnej.

PierwiastekTypowa wartość
liczby koordynacyjnej
Przykład
AlLK = 4 lub LK = 6Na[Al(OH)4] lub Na3[Al(OH)6]
ZnLK = 4 K2[Zn(OH)4]
FeLK = 6 K3[FeF6]
Cr LK = 4 lub LK = 6 K[Cr(OH)4] lub K3[Cr(OH)6]
CuLK = 4 [Cu(NH3)4]Cl2
AgLK = 2[Ag(NH3)2]OH
BeLK = 4 Na2[Be(OH)4]
Najważniejsze maturalne pierwiastki wraz z ich typowymi wartościami LK

Bez wątpienia najważniejsze do zapamiętania są LK dla glinu oraz cynku. Jeśli chodzi o glin to może się pojawić pytanie : jakim cudem tam jest możliwa LK = 6 ? Przecież tam jest tylko jeden pusty orbital 3p [4] !

5. Nazewnictwo związków kompleksowych

Zacznijmy od tego, że na maturze właściwie jedyne ligandy jakie mogą się pojawić to jon hydroksylowy (OH), woda (H2O) oraz amoniak (NH3). Takie ligandy mają swoje odpowiednie nazwy, które będą się pojawiać w naszym kompleksach :

Ligand OH H2O NH3
Nazwahydroksoakwaamina

Dalej potrzebujemy jeszcze specjalnych określeń, które będą nam mówić ile mamy przyłączonych ligandów do atomu centralnego. Jako, że w maturalnej rzeczywistości pojawia się tylko liczba koordynacyjna 4 lub 6, to tak naprawdę tylko te liczby by nam wystarczyły, ale podam ich trochę więcej.

Ilość
ligandów
23456
Oznaczeniedi−tri−tetra−penta−heksa−

Możemy już teraz przejść do nazewnictwa. Postaram się zebrać w kupę właściwie wszelkie możliwe związki kompleksowe, które spotkamy na maturze. Najlepiej zawsze się uczy na przykładach, dlatego zacznijmy na razie od kilku nazw, a potem postaramy się z tego wychwycić jakiś schemat.

Na[Al(OH)4] : tetrahydroksyglinian sodu

[Cu(NH3)4]Cl2 : chlorek tetraaminamiedzi (II)

[Ag(NH3)2]OH : wodorotlenek diaminasrebra

[Pb(H2O)6](NO3)2 : azotan heksaakwaołowiu (II)

Kluczem do napisania nazwy kompleksu (lub napisanie wzoru na podstawie nazwy) jest znalezienie ,,zwykłej” soli czy też związku od którego ten kompleks pochodzi.

Przykładowo drugi związek to chlorek miedzi (II) z wtrąconymi czterema (tetra) cząsteczkami amoniaku ( amina ). Analogicznie trzeci kompleks to wodorotlenek srebra z wtrąconymi dwoma (di) cząsteczkami amoniaku ( amina ). Czwarty związek kompleksowy to azotan ołowiu (II) z wtrąconymi sześcioma (heksa) cząsteczkami wody ( akwa ). Tylko w przypadku pierwszego związku jest nieco inaczej, bo tutaj ciężko zobaczyć od jakiego związku to pochodzi. Tej nazwy trzeba się nauczyć, zwłaszcza, że ten kompleks (czyli z jonem hydroksylowym w roli liganda) będzie się pojawiał najczęściej.

K2[Zn(OH)4] : tetrahydrokscynkan potasu

Na2[Be(OH)4] : tetrahydroksyberylan sodu

Na3[Sn(OH)6] : heksahydroksycynian sodu

Na3[Cr(OH)6] : heksahydroksychromian sodu

6. Jak ustalić wzór kompleksu ?

Chodzi tutaj o to, skąd mamy wiedzieć ile dopisać tych sodów czy potasów do związku. Pytanie w rzeczywistości sprowadza się do starej, dobrej reguły krzyżowej. W ogóle najlepiej wyprowadzać sobie wzór kompleksu stopniowo.

\displaystyle Al(OH)_{3} + OH^{-} \ \rightarrow \ Al(OH)_{4}^{-}

\displaystyle Al(OH)_{3} + 3OH^{-} \ \rightarrow \ Al(OH)_{6}^{3-}

\displaystyle Zn(OH)_{2} + 2OH^{-} \ \rightarrow \ Zn(OH)_{4}^{2-}

Dzięki takiej metodzie bez problemu widzimy ile musimy dodać kationów do takiego anionu, aby cały związek był obojętny.


[1] Taki addukt można zapisać na jeszcze jeden sposób, używając kropki (takiej samej, którą być może widziałeś już w solach uwodnionych czyli hydratach np.  CuSO4 • 5H2O), zatem powyższy addukt moglibyśmy jeszcze przedstawić w formie  H3N • BF3 .

[2] Takie związki kompleksowe odgrywają niezwykle ważną rolę w naszym życiu, jak chociażby hemoglobina (kompleks jonów żelaza), która transportuje tlen, czy witamina B12 będąca kompleksem jonów kobaltu. . 

[3] Kation również może być ligandem, jednak jest to sytuacja raczej rzadka i wystarczy mieć ją z tyłu głowy jako ciekawostkę (ligandy NO+ czy N2H5+). 

[4] Bardzo dobre pytanie! Glin leży w trzecim okresie, co oznacza, że mamy do dyspozycji orbitale 3s , 3p, ale także 3d ! Więc tam są też wolne orbitale d, na które możemy dalej dorzucać elektrony. Jak widzisz, nawet na maturze nie uniknięto pogwałcenia reguły oktetu elektronowego, która w liceum jest świętością. Tutaj jest to sprytnie przemycone, ponieważ nikt nie zadaje sobie pytania ile tutaj glin ma elektronów, tylko po prostu trzeba się nauczyć schematów i umieć pisać reakcje…

Leave a Reply

%d bloggers like this: