Координационные числа ионов металлов

Таблица 4. Координационные числа ионов металлов (комплексообразователей)

Предполагается, что в определении стереохимии значительная роль принадлежит лиганду, являющемуся партнером в образовании координационной связи. Координационное число иона металла по отношению к монодентатным лигандам определяется главным образом размером лиганда и числом потенциальных донорных атомов. Детальная стереохимия для данного координационного числа в большинстве случаев зависит от требований иона металла (эффекты кристаллического поля) и в изменяющейся степени от стереохимии лиганда, хелатообразующих свойств и природы донорных атомов, принимающих участие в образовании связи. [c.54]

Работы по синтезу комплексных соединений повлекли за собой многочисленные структурные исследования, в результате которых определяются координационное число иона металла, форма полиэдра (координационного многогранника), межатомные расстояния и валентные углы. [c.35]

Координационное число иона металла меньше удвоенного заряда этого иона. При использовании бидентатных реагентов, являющихся одноосновными слабыми кислотами, в образующихся в. к. с. будет содержаться меньшее число лигандов, чем это необходимо для нейтрализации заряда иона металла (нехватает координационных мест для образования нейтрального комплекса). Подобные в. к. с. [c.29]

ТОЧНО равен атомному номеру инертного газа, то можно было бы во всех комплексах оценивать координационное число ионов металла. [c.36]

Отклонение от регулярного уменьшения последовательных констант устойчивости в некоторых случаях можно объяснить изменением координационного числа иона металла. Константы устойчивости [c.143]

Координационное число иона металла меньше удвоенного заряда этого иона. При использовании бидентатных реагентов, являющихся одноосновными слабыми кислотами, в образующихся внутрикомплексных соединениях будет содержаться меньшее число лигандов, чем это необходимо для нейтрализации заряда иона металла (не хватает координационных мест для образования нейтрального комплекса). Подобные комплексы могут образовывать Sn(IV), Pt(IV), Ir(IV), Аи(Ш), В(Ш), Te(IV) и некоторые другие ионы. [c.117]

Таких уравнений будет М, где N — максимальное значение координационного числа иона металла М по отношению к лиганду [c.166]

Образование амминов металлов в водном растворе. V. Устойчивость этилендиаминовых комплексных ионов цинка и кадмия и координационные числа иона металла. [c.11]

Класс li. Замещение одного иона водорода. Реакция комплексообразования с ионом металла одновалентного бидентатного аниона приводит к уменьшению заряда в каждой ступени на единицу. Если координационное число иона металла относительно реагента в два раза больше, чем заряд иона, образуется нейтральная частица, обычно нерастворимая в воде. Заметим, что комплексообразование часто завершается, когда заряд частицы становится нулевым, даже если не все координационные места металла заняты реагентом, так как для дальнейшей координации необходима ионизация реагента и при этом происходит растворение осадка. Поскольку большинство реагентов является слабыми кислотами, их ионизация энергетически не выгодна. Например, ион магния реагирует с 8-оксихинолином (оксином), который можно представить в виде HL, образуя дигидрат [c.451]

Кристаллические структуры некоторых простых окислов перечислены в табл. 17, в которой приведены типы структур и координационные числа атомов, входящих в состав данного окисла в порядке М 0. Структуры расположены в соответствии с типо.м комплекса в кристалле. Сначала перечислены ионные трехмерные комплексы, представленные структурами флюорита, рутила и др. с высокими координационными числами ионов металла. Затем идут структуры цинковой обманки, вюрцита и др., в которых атом металла обладает тетраэдрической или более низкой координацией, после чего следуют слоистые и цепочные структуры. Наконец, приведены окислы, содержащие отдельные молекулы, в состав которых входят наиболее электроотрицательные элементы. Изменения в типе структуры могут быть связаны вообще с изменением типа связей—от чисто ионных структур через слоистые и цепочные структуры к чисто ковалентным молекулярным окислам. Эти изменения можно показать на структурах двуокисей элементов четвертой периодической группы. Для каждого соединения в таблице приведены координационные числа для М и О и тип структуры. Начиная от молекулярной СОд, мы переходим через структуры силикатов с ионно-ковалентными связями к преимущественно ионным структурам двуокисей более тяжелых металлов. [c.359]

Комплексы металла с аммиаком и металла с амином одинаково устойчивы в смолах типа сульфокислот и в воде максимальное координационное число ионов металла при этом не изменяется 1117]. В смолах с фиксированными карбоксильными или фосфатными ионами устойчивость комплекса металла с аммиаком понижается, хотя, по-видимому, ионы меди в смолах с карбоксильными группами могут связать четыре молекулы аммиака, а ионы никеля даже шесть молекул при достаточно высокой концентрации аммиака в растворе [83, 117]. [c.228]

Следует отметить, что развитие инструментальной техники эксперимента в последние годы позволило подойти к изучению ближнего порядка в растворах. В ряде случаев удалось определить координационное число ионов металлов на основании отличия в ЯМР-спектрах молекул, более жестко связанных в координационной сфере, от свободных молекул растворителя . Гораздо сложнее обстоит дело, когда речь идет не о химически покоящейся системе, а о переходном состоянии. [c.17]

Мы рассмотрели наиболее простой случай — когда предельное координационное число иона металла равно 2. Не вызывает больших затруднений распространение данного подхода к решению задачи лри образовании комплекса с большими координационными числами. [c.309]

Так как радиус иона металла возрастает с увеличением атомного номера, координационное число в соответствии с правилом отношения радиусов также возрастает. (Координационное число иона металла в его комплексах или солях есть число атомов, которые можно рассматривать как химически связанные с этим ионом в какой-либо момент времени.) Например, следует ожидать, что максимальное координационное число для Ы, Ве, В, С, М, О и Р в любом ковалентном комплексе будет равно 4 в соответствии с наличием четырех пар электронов, заполняющих 2 -и 2р-орбитали. Однако в случае кислорода и особенно фтора это предельное значение координационного числа обычно не достигается. Дело в том, что предоставление этими атомами более одной пары электронов для образования дативной связи затруднено. [c.48]

Было высказано предположение, что наиболее важным фактором, определяющим координационное число иона металла, является поляризуемость лиганда [2, 6]. При условии, что данные лиганды можно разместить вокруг иона металла в достаточном количестве, их число будет определяться принципом электронейтральности Полинга, т. е. необходимостью уменьшения заряда иона металла почти до нуля. Если лиганд поляризуется с трудом, то заряд лиганда будет передаваться на металл в относительно небольшой степени и следует ожидать более высокого координа- [c.52]

В этих реакциях координационные числа ионов металлов определяют максимальные числа присоединяемых гидроксогрупп, хотя их фактическое число определяется концентрацией ОН-ионов в растворах. [c.94]

Соответственно координационному числу иона металла с ним связывается в большинстве случаев несколько моно функцио-нальных лигандов. [c.271]

Координационное число иона металла часто зависит от относительных размеров самого иона металла и окружающих его лигандов. Чем крупнее лиганды, тем меньше их может координироваться вокруг иона металла. Это объясняет, почему железо способно координироваться шестью фторид-ионами в РеР и только четырьмя хлорид-ионами в РеС14. Лиганды, которые переносят на центральный атом металла значительный отрицательный заряд, также способствуют уменьшению координационного числа. Например, в комплексе Nl(NHз)й вокруг атома никеля(П) могут координироваться шесть нейтральных молекул аммиака, а в комплексе МСЦ вокруг такого же никеля(П) координируются лишь четыре отрицательно заряженных хлорид-иона. [c.372]

Координационные, или комплексные, соединения содержат ионы металлов, связанные с несколькими окружающими их анионами или молекулами, которые называют лигандами. Ион металла и его лиганды образуют координационную сферу комплекса. Атом лиганда, присоединенный к иону металла, называется донорным атомом. Число донорных атомов, присоединенных к иону металла, называется координационным числом иона металла. Наиболее распространены координационные числа четыре и шесть наиболее распространенные типы структуры координационных комплексов - тетраэдрическая, плоско-ква-дратная и октаэдрическая. [c.400]

Более строгой характеристикой элемента является, по Вернеру, координационное число иона металла, показывающее какое количество груип находится во внутренней сфере комплексного соединения, т. е. в непосредственной свя(3и с центральным иояом. Группы внутренней сферы связаны с центральным атомом посредством главной и побочной валентности. [c.29]

Подобные расчеты можно привести для случая, когда роль координируемых групп играют дипольные молекулы. При этом оказывается, что закономерности, характерные для комплексов ионного типа, не оправдываются для соединений, содержащих дипольные молекулы. В частности, меняются координационные числа ионов металла. В этом смысле заместители дипольного типа не эквивалентны аддендам-ионам. Сравнение результатов расчета величин т для соединения двухзарядных катионов содержащих дипольные молекулы, с аналогичными данными для комплексов с аддендами ионного типа показывает, что наиболее вероятное значение координационного числа смещается от 6 к 4. [c.238]

Если максимальное координационное число ионов металла М"+ по отношению к лиганду К равно N. таких уравнений будет также Л . В зависимости от характера лиганда координационное число может меняться. Так, известен хлоридный комплекс кобальта СоС1 в котором координационное число кобальта равно 4. При взаимодействии Со2+ с молекулами аммиака возможно образование Со(ЫНз)б , в котором координационное число кобальта равно 6. Аналогично при взаимодействии А1 + с ионами С1- возможно образование А1СЦ, т. е. максимальное координационное число для ионов АР+ равно 4. При взаимодействии же ионов алюминия с ионами Р- образуется ряд комплексов с координационным числом от I до 6 А1Р ,. .... ... А1Рб, т. е. максимальное координационное число ионов алюминия равно 6. Таким образом, координационное число является не только свойством металла, но также зависит от свойств лиганда. Между константами устойчивости, или константами образования К1 [c.240]

К структурам с высокими координационными числами ионов металла следует отнести структуры обеих модификаций Y 1(0H)2 [11] с восьмерной координацией иона в виде двухшапочной тригональной призмы. [c.188]

Известно, что в водных растворах ионы металлов находятся в виде акваионов (аквакомплексов) типа М(Н20) " , где N — координационное число иона металла, п — его заряд. Обычно число координированных ионом металла молекул воды равно его координационному числу, причем по своему происхождению связь металл—атом кислорода в молекуле воды является донорно-акцепторной. Учитывая рассмотренное, простейшую реакцию комплексообразования, приближенную к реальной ситуации в растворе, можно представить как процесс обмена молекул воды, находящихся в координационной сфере иона металла, на лиганд, например L, т. е. как процесс лигандного обмена [c.330]

Максимальные координационные числа ионов металлов в комплексах с этиленимином те же, что и в аммиачных комплексах, однако в ряде случаев пространственные эффекты препятствуют достижению этих чисел. Из сопоставления координационных чисел этилениминных комплексов с числами соответствующих метил- и этиламинных комплексов (см. ниже) следует [18], что пространственные эффекты трехчленного цикла занимают промежуточное положение между метил- и этил-аминной группировками. [c.74]

Гидроксихинолин (оксин) применяют при весовом определении многих металлов. Получение комплексов строго определенного состава МЬг (при координационном числе иона металла га = 4), МЬз (при п = 6) и МЬ4 (при п = 8) позволяет после высушивания использовать соответствующие оксинаты в качестве весовых форм. Из двухвалентных ионов металлов, которые образуют нерастворимые комплексы типа МЬг и для которых возможно весовое определение с использованием этого метода, можно указать Мп2+ Со +, N 2+, Си +, Сс12+, РЬ + и др.- Ионы А1 +, Рё +, В1 + образуют нерастворимые комплексы типа MLз, а ТЬ + и типа МЬ4. Включение большего числа лигандов в оксйнатные комплексы сильно понижает факторы пересчета для соответствующих металлов при использовании оксинатев как весовых форм. Так, для комплекса 2т [Ох] 4 [c.222]

Наибольшее значение п, обозначаемое М, является функцией как максимального координационного числа иона металла, так и полидентатности лиганда. Определив нашу систему, можно написать уравнения материального баланса для общих концентраций частиц, содержащих металл и лиганд [c.50]

Как уже говорилось (гл. III),. координационное число иона металла-катализатора тем меньше, чем выше электронная плотность на металле в соответствуюш,ем комплексе. Этот фактор имеет существенное значение для координации субстрата катализатором, особенно если центральный ион обладает электронной конфигурацией или d . Конфигурация d , например, соответствует обычно комплексам с квадратно-плоскостной геометрией, в которых имеются условия для ассоциативного взаимодействия катализатора с субстратом и образования в переходном состоянии пятикоординированного комплекса с геометрией тригональной бипирамиды. [c.240]

Термины существенно ковалентный и существенно ионный характер связи Паулинг [P57J интерпретирует следующим образом. Связи между атомами большинства металлов и атомами кислорода, азота и хлора носят вследствие относительной электроотрицательности соответствующих атомов примерно на 50°/о ковалентный характер. (Наряду с постулатом об электронейтральности центрального атома это положение хорошо объясняет известное эмпирическое правило, согласно которому координационное число ионов металлов вдвое больше их положительного заряда.) Таким образом, кобальт (III) и хром (III) образуют с кислородом оксалат-группы по б связей (используя d sp гибридизованные орбиты) примерно на 50% ковалентного характера, так что центральный атом остается электрически нейтральным. В случае комплексов железа и алюминия для того, чтобы центральный атом остался электрически нейтральным, он должен образовать 4 связи (используя имеющиеся s- и /7-орбиты) примерно на 75% ковалентного характера и две чисто ионные связи. Связи между шестью кислородами оксалат-групп являются равноценными, причем каждая из них примерно на 50% является ковалентной. Таким образом, различие между типами оксалатных комплексов в случае кобальта (III) и железа (III) состоит не столько в различном характере связи в них, сколько в разной устойчивости этих комплексов, так как связи в обоих комплексах по своему характеру примерно наполовину ковалентны. [c.52]

Должно быть N таких равновесий, где N — максимальное координационное число иона металла М для лиганда Ь. N может изменяться в зависимости от лигандов. Так, А1 + образует [А1С14] и [А1Ев] , а Со + дает СоС1 - и Со(ЫНз)1 как высшие комплексы с указанными лигандами. [c.177]

Если координационное число иона металла относительно реагента больше, чем заряд иона металла, образуются анионные комплексы, обычно растворимые в воде. Такие комплексы обра зуются при маскировании, например растворимые комплексы металлов с оксалатом, цитратом и тартратом, [c.450]

Координационные числа ионов металлов изменяются от 1, как в ионных парах, подобных (Ыа+) (С1-) в газовой фазе, до 12 в некоторых двойных оксидах. Нижний предел (КЧ=1) едва ли относится к комплексным соединениям, поскольку ионная пара (Ма+) (С1 ) обычно таковым не считается. Другой пример— катион ванадила У0 +, в котором атом ванадия(IV) имеет, по-видимому, КЧ = 1. Однако свободный ион V0 практически не существует, а является составной частью более сложных комплексов, подобных [V(a a )20] и [У(Н20)50]2+. Верхний предел (КЧ=12) также почти не реализуется в комплексных соединениях рассмотрение ионных кристаллов, например гексагонального перовскита ВаТ10з, как координационных соединений нецелесообразно [ ] Минимальное и максимальное координационные числа, характерные для типичных комплексных соединений, составляют соответственно 2 и 9, а наиболее распространенным является промежуточное значение, равное 6. [c.318]

Простые и сложные оксиды металлов проявляют каталитическую активность в реакциях окисления и дегидрирования. Обычно при обработке поверхности с целью получения необходимых характеристик пользуются эмпирическим подходом. Такая обработка должна обеспечить легкость миграции атомов кислорода по поверхности, простоту окислительно-восстановительных циклов с участием ионов металла, наличие кислотных (электроноакцепторных) и основных (электронодо-норных) центров. Миграцию кислорода по поверхности можно изучить экспериментально, используя изотоп 0, а кислотность и основность центров поверхности - исследовать теоретически, исходя из пред- ставлений Бренстеда и Льюиса. Хиромицу и сотрудники предложили новые модели для описания кислотных свойств "двумерных" оксидов, в которых авторы используют координационные числа ионов металлов [c.40]

Способность гидразина выступать в качестве донора пары электронов при образовании комплексов с ионами металлов связана сО стремлением гидразина координационно присоединять ион водорода С образованием ониевого иона N2H4-H+. При образовании таких гидразинатов гидразин ведет себя главным образом как координационно двухвалентная молекула. Большинство координационных соединений содержит только половину того количества молекул гидразина, которое необходимо, для насыщения координационного числа иона металла. Было выделено и охарактеризовано значительное число гидразинатов, которые рассмотрены в гл. 9. [c.99]

Очень многосторонним комплексообразующим агентом является Р ДИкетон, ацетилацетон, который условно обозначают асас. Анион е юльной формы имеет заряд — и реагирует как бидентатный лиганд. Координационное число иона металла часто вдвое больше его заряда в окисленном состоянии, поэтому саце-тилацетоном. металлы образуют молекулярные соединения, Например, [Ве(асас)г], [А1(асас)з] и [2г(асас)4] не являются ионными. Большинство металлов образует подобные соединения. Многие из них летучп, что необычно для соединений металлов. Поэтому говорят, что аннон ацетилацетона дает крылья металлам . Многие из этих соединений были расщеплены методом избирательной адсорбции на оптически активном кварце или некоторых сахарах (Моллер и Джулас, [c.72]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология