Координационная валентность

Координационное число, или координационная валентность, — число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами. Координационное число обычно больше степени окисления комплексообразователя. Известны координационные числа 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Чаще встречаются комплексные соединения с координационной валентностью 4, 6 и [c.143]

Сопряженные двойные связи Координационная валентность 159 Координационная теория Вернера 159,233. [c.1180]

Позднее свои взгляды на вопросы строения стекла на основе кристаллохимических, ионно-координационных, валентно-химических, полимерных и кинетических представлений были высказаны [c.192]

В карбонилах металлов типа Fe( 0)5, Ti( 0)7, Сг(СО)б, аммиакатах типа [Pt(NH3)4] СЬ и др. отсутствует классическое валентное взаимодействие, так как у атомов С и N в молекулах СО и NHs нет неспаренных электронов, а связь осуществляется за счет координационных валентностей металла и молекул лигандов. [c.55]

Чаще всего под ковалентностью подразумевают химическую связь, образованную за счет обобществления двух электронов, каждый из которых предоставляется разными атомами. Однако возможна ситуация, при которой ковалентная связь реализуется за счет обобществления пары электронов, принадлежащих одному и тому же атому. В таких случаях говорят о проявлении координационной валентности и используют обозначения А— -В, предполагая при этом, что атом А отдает оба электрона. По своим свойствам координационная связь абсолютно идентична обычной ковалентной связи. Исключение составляет только такой тип координационной связи, образование которой сопровождается разделением зарядов. Этот процесс можно представить следующими двумя стадиями передача одного электрона от А к В с образованием А+ и В и обобществление по одному электрону от А+ и В+ с образованием ковалентной связи. [c.14]

Электростатические представления. По простой электростатической модели (Коссель и Магнус, 1916—1922) взаимодействие между комплексообразователем и ионными или полярными лигандами подчиняется закону Кулона. При этом предполагается, что образующие комплекс частицы представляют собой ледеформируемые шары с определенным зарядом и радиусом. Устойчивый комплекс получается, когда силы притяжения к ядру комплекса уравновешивают силы отталкивания между лигандами. При дальнейшем увеличении числа лигандов силы отталкивания между ними возрастают и комплекс становится непрочным. Эта модель позволила для ряда комплексов металлов оценить устойчивость, предсказать координационные числа и пространственное расположение лигандов. На основе кулоновского взаимодействия заряженных частиц с учетом принципа наименьшей энергии системы были рассчитаны оптимальные значения координационных чисел. Так, для комплексообразователей в степени окисления -f 1 координационная валентность (КВ) равна 1 или 2 для степени окисле- [c.160]

Число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами, называется координационным числом или координационной валентностью комплексообразователя. Так, в комплексных ионах [Р1 (N02) гСЬ] координационное число Р1 равно 4, а в [Ре(СЫ)б] координационное число Ре — 6. [c.160]

Кислород и другие лиганды присоединяются к группе гема насыщая шестую координационную валентность атома железа. Образование этой связи вызывает ряд событий в молекуле белка. [c.206]

Комплексы, содержащие С1, СО и N0. У большинства известных соединений координационные валентности металла все направлены к атому азота [c.293]

Швейцарский химик Альфред Вернер ввел в химию представления о соединениях высшего порядка и дал первое определение понятию комплексного соединения. К комплексным соединениям он относил наиболее устойчивые соединения высшего порядка, которые в водном растворе либо вообще не распадаются на составные части, либо распадаются в самой незначительной степени. Тот факт, что в водных растворах комплексных соединений не наблюдались реакции, свойственные отдельным составляющим, он объяснил особой устойчивостью этих соединений. Вернер в 1893 г. высказал предположение о том, что любой элемент после насыщения его обычных валентностей способен проявлять еще и дополнительную валентность — координационную. Именно за счет координационной валентности и происходит образование соединений высшего порядка. [c.103]

Э. I е к т р о н и ы е формулы о н и е в ы х с о е я и н е н и Веш.ества, имеющие неподеленные электронные пары, способны образовывать соединения высшего порядка, которые Вернер назвал координационными соединениями. К ним принадлежат, напрнмер, все так называемые ониевые соединения (аммониевые, оксонневые. сульфониевые и т. п. — см, стр. 151 и 156). В этих соединениях центральный атом имеет на одну связь больше, чем это соответствует его нормальной валентности иными словами, его координационная валентность на единицу больше нормальной валентности. [c.159]

Явление сольватации обязано тому,, что заряженная частица (ион), появившаяся среди молекул растворителя, изменяет свойства и порядок распределения последних в растворе. Если молекулы растворителя имеют дипольный момент, то они взаимодействуют с ионами, образуя сольватные оболочки. При этом электростатическое бзаимодействие не является единственной причиной сольватации ионов. Сольватация может возникать и за счет некулоповских — химических сил. Многие соли образуют гидраты и сольваты не только в растворах, но и в твердом состоянии. К такому комплексообразованию склонны почти все соли. Например, образование гидратов солей меди является типичным процессом комплексообразования. В таких соединениях связь между ионами и молекулами воды чисто химическая, она обусловлена обычной координационной валентностью, типичной для комплексных соединений. [c.137]

В XX в. было синтезировано огромное число новых соединений я изучено их строение, многие из них, как и комплексные соединения, невозможно уместить в рамки классических представлений о валентности. Выяснилось, что склонность к образованию координационных соединений и насыщению координационных валентностей весьма распространена и практически характерна для всех элементов и что суждение о валентности на основании одного лищь стехиометрического состава часто оказывается несостоятельным йез учета точных данных о структуре соединения и геометрическом расположении ближайшего окружения рассматриваемого атома. [c.55]

Таким образом, в аква- и гидроксокомплексах Ga + имеет к. ч. 6. Одиако для всех трех элементов существуют комплексы с координационной валентностью и 4, и 6. Ниже приводим примеры некоторых из этих комплексов [GaF ] " (р/С 16,8), [1п(0Н)4) (рК 29,6), fin( H, 00)J - (р/С 18,3), [ТШг,]- (р/С 26,1), [TlBrJ - (р/С 31,6). Для Ga (-ЬЗ), как и А1 (Ч-З), наиболее характерны фторокомплексы, а 1п(-)-3) и Т1 (+3) обладают большим сродством к другим гологенид-ионам. Здесь сказывается размерный фактор увеличение ионных радиусов комплексообразователей в ряду от галлия к таллию. [c.163]

Высшая координационная валентность 9 (15- - -Зр- +5й -орбита-лей) проявляется в кристаллогидратах сульфата галлия. Координационному числу 8, т. е. вовлечению только четырех ii-орбиталей (кроме S- и р-орбиталей), отвечают кристаллогидраты нитрата и се-лепата галлня и перхлората индия Ga (NO,,),,-SHaO, Ga2(Se04)2- [c.163]

Координационное число, или координационная валентность (КВ), — число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами. Координационное число обычно больше степени окисления комплексообразователя. Известны координационные числа 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Чаще встречаются комплексные соединения с координационной валентностью 4, 6 и 2. Эти числа соответствуют наиболее симметричной геометрической конфигурации комплекса — октаэдрической (6), тетраэдрической или квадратной (4) и линейной (2). Координационная валентность зависит от природы комплексообразователя и лигандов. Незаряженные лиганды обычно могут присоединяться к комплексооб-разователю в большем числе, чем заряженньле [Со(Н20)б]2 и [СоСи] ". Координационная валентность зависит также от размеров комплексообразователя и лигандов. Например, с ионами С1, Вг , Г алюминий проявляет координационное число 4, а с меньшим ионом Р — число 6 К[А1С14] и Кз[.А.1Рб]. [c.104]

Наличие З -орбиталей атома хлора резко увеличивает валентные возможности и вариации его положительных степеней окисления. Теоретически максимальная ковалентность хлора может достигать 9 (девять орбиталей при я = 3). Однако практически наблюдаемая координационная валентность хлора не превышает 6. При взаимодействии атомов хлора между собой и с другими элемеятами хлор проявляет степени окисления -1, О, +1, +3, +5, +6 и 4-7. Разнообразие валентных состояний и степеней окисления делают химию хлора во многих отношениях отличной от химии фтора. В то же время оба элемента — типичные неметаллы с ярко выраженными окислительными свойствами. По.этому главное в химии этих элементов — функционирование в качестве анионообразователей в бинарных и (юлее сложных соединениях. [c.463]

В других высокотемпературных кислотно-основных реакциях нет ни акцепторов, ни доноров протонов, и поэтому к ним приходится применять представления Льюиса. В роли донора электронной пары (основания) часто выступают оксиды, сульфиды или фторид-ионы эти основания реагируют с веществами, содержащими атомы с ненасыщенной координационной валентностью. Например, диоксид кремния 8102 можетрассматриваться как кислота Льюиса, когда он реагирует с оксидным ионом О , образующимся из оксида металла [c.253]

Присоединение О2 и других лигаидов к МЬ и НЬ происходит в группе гема. Лиганды насыщают щестую координационную валентность атома железа в геме. Образование этой химической связи вызывает ряд событий в молекуле белка. [c.422]

Внутрикомплексные соли с трилоном Б образуются, с одной стороны, за счет замещения ионами металла-комплексообразователя активных атомов водорода карбоксильных групп, с которыми он соединяется главными валентностями, а с другой стороны—взаимодействия с атомами азота, способными сочетаться с данным ионом металла-комплексообразователя посредством побочной (координационной) валентности. [c.255]

Особую группу составляют сверхколтлексные соединения. В них число лигандов превышает координационную валентность комплексообразователя. Примером может служить СиЗО -бНгО. У меди координационная валентность равна четырем и во внутренней сфере координированы четыре молекулы воды. Пятая молекула присоединяется к комплексу при помощи водородных связей. Она связана менее прочно и в координационной формуле записывается после внутренней и внешней координационных сфер [ u(H20)4]S04 H20. [c.107]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология