Комплексы, ионные ковалентные

ПЬ типу химической связи между их внутренней и внешней сферами ато-соединения могут быть ионными, ионно-ковалентными и ковалентными. Если анионный комплекс достаточно устойчив, то рассматриваемые соединения по основно-кислотным свойствам подобны бинарным. Так, производные щелочных и щелочноземельных металлов являются основными, а производные неметаллических элементов — кислотными. Сказанное подтверждают их сольволиз и реакции взаимодействия производных анионных комплексов различной основно-кислотной, природы, например [c.279]

Однако, в то время как Льюис считал самым важным при образовании комплекса появление ковалентной связи, Пирсон включил в рассмотрение и другие типы взаимодействия между электрофильными и нуклеофильными частицами, в том числе те, которые приводят частично или полностью к электростатической (ионной) связи. Таким образом, к кислотно-основным реакциям относятся, например, реакции образования комплексных катионов и анионов, а также формирование кристаллической решетки солей. Примеры, приведенные в табл. В.7, поясняют возможности применения представлений Пирсона. [c.394]

Октаэдрические шестикоординационные комплексы. Такие комплексы образуют щелочные и щелочноземельные металлы (комплексы с ионной связью) и металлы 4, 5 и 6-го периодов с ионно-ковалентной связью. Образованию октаэдрических комплексов способствует низкоспиновая -конфигурация [металлы [c.130]

Теория молекулярных орбит. Невозможность достаточно полного описания свойств комплексов на основе теории валентных связей и теории кристаллического поля в значительной степени проистекает из-за того, что обе они исходят из абстрактного предположения о природе связи в комплексах (чисто ковалентная двухэлектронная связь типа ГайТлера—Лондона в теории валентных связей или чисто ионная связь в теории кристаллического поля). С другой стороны, в теории кристаллического поля адденды рассматривали, не принимая во внимание их электронную структуру. [c.258]

На основе теории валентных связей (МЕС) и теории кристаллического поля (ТКП) невозможно достаточно полно описать свойства комплексных соединений. МВС, хотя и дает наглядное представление о химической связи между атомами, но ограничивается только качественными объяснениями. Не приводится интерпретация спектров комплексов и детальное объяснение магнитных свойств, не учитываются энергетические и другие факторы при образовании комплексов. Достоинство ТКП в возможности количественных расчетов и в сопоставлении теории с экспериментом, ио это сопоставление далеко не всегда на пользу ТКП. Для комплексов, в которых энергия делокализации играет значительную роль, например для систем, в которых существуют я-связи, электростатическая теория непригодна. ТКП не рассматривает электронную структуру лигандов и принимает их как неизменные частицы. Невозможность удовлетворительного описания свойств комплексов в МВС и ТКП в значительной степени связана с тем, что обе теории исходят из одностороннего и абстрактного предположения о природе связей в комплексах — чисто ковалентной (в МВС) или чисто ионной (в ТКП). Эти недостатки в известной мере преодолеваются в теории поля лигандов, которая использует метод молекулярных орбиталей (метод МО). [c.232]

Различают ионные и ковалентные комплексы. К комплексам первого типа относятся некоторые галогено-комплексы и многие аквокомплексы. В комплексах такого типа лиганды связаны с центральным ионом диполь-ными силами. В комплексах второго типа связь между центральным атомом и лигандами более прочна и направлена в пространстве так же, как ковалентные связи в органических соединениях. Такими связями можно объяснить существование геометрических и оптических изомеров и комплексов с квадратно-плоскостной конфигурацией. Комплексы первого типа обычно называют ионными комплексами, а второго — ковалентными. Прочность комплексного иона определяется электростатическими и ковалентными силами, которые в зависимости от свойств комплексного иона могут играть преобладающую роль. Стабильность комплекса ионного типа определяется зарядом и радиусом центрального иона. Стабильность же комплекса ковалентного типа характеризуется ионизационным потенциалом центрального иона. Так как комплексы в растворе образуются ступенчато, то и стабильность каждой формы характеризуется соот- [c.57]

Органические молекулы образуют между собой самые разнообразные комплексы. Среди них 1) рассматриваемые здесь ковалентные комплексы, образующиеся быстро и обратимо 2) электростатические или ионные комплексы 3) комплексы, получающиеся в результате образования водородных связей 4) комплексы ионов металлов 5) неполярные комплексы 6) ми-целлярные комплексы и 7) полимерные комплексы. Большинство этих комплексов может влиять на скорости химических реакций. В настоящей главе мы подробно разберем влияние комплексообразования на ход каталитических реакций. [c.297]

Высокая устойчивость цитратных и салицилатных комплексов (см.табл. 5.4) обусловлена образованием хелатных циклов, в которых ион металла оказывается заключенным в ионно-ковалентные клешни , которые пространственно экранируют ион металла и координационные химические связи от разрушительной атаки молекул растворителя. [c.177]

Для иона Hg (II) известно большое количество комплексных соединений с координационным числом 2 (при образовании линейных комплексов) и 4 (при образовании тетраэдрических комплексов) [575, 576, 6181. Ртуть, имея конфигурацию электронной оболочки может образовывать тригональные комплексы с координационным числом 3, пентагонально-бипирамидальные комплексы с координационным числом 5 [155, 618. Известны комплексы с координационным числом 6 и 8 [618, 6441. Связь ртуть — лиганд во всех комплексах является ковалентной. Наиболее устойчивы комплексы с лигандами, содержащими атомы галогенов, углерода, азота, фосфора, серы [58, 332, 4271. [c.20]

Следовательно, для изучения процессов, происходящих в растворах, необходимо применять методы, не изменяющие состояния исследуемой среды — методы оптической и радиоспектроскопии, которые позволяют судить о строении и составе образующихся соединений без их выделения из раствора и сравнивать их с теми, которые выделяются в твердую фазу. В настоящей работе основное внимание уделено методам исследования в ближней ультрафиолетовой, видимой и ближней инфракрасной областях спектра, охватывающих диапазон длин волн примерно от 1900 А до 3 мк. В этих областях наблюдаются полосы поглощения, соответствующие переходам электронов внутри электронных оболочек атомов и ионов в комплексах с ионными связями, переходам электронов между молекулярными орбитами комплекса с ковалентными связями и полосы, соответствующие переносу электронов с центрального иона на лиганды или в обратном направлении. Таким образом, очевидно, что подробное исследование спектра во всей электронной области может дать важные сведения о строении исследуемых комплексов. [c.107]

Грубое соответствие с потенциалами ионизации может быть объяснено разными, существенно эквивалентными способами. Было установлено, что электронная конфигурация координированного иона металла является такой же, как у атома металла [1]. Потенциалы ионизации являются мерой сродства к электрону или электроотрицательности иона металла, и предполагается, что они отражают величину энергии, выделяющейся при вступлении электронов на -орбиты иона переходного металла при образовании ковалентных связей [50, 142]. Однако сродство к электрону, относящееся к образованию высокоспиновых комплексов ионов металлов первого переходного периода должно соответствовать заполнению 4s-и 4/ -орбит, которые являются, вероятно, лучшими акцепторами, чем [c.49]

В любом кристалле, содержащем комплексный ион, всегда имеются два типа связей силы внутри комплексного иона — ковалентные с некоторой степенью ионного характера, тогда как силы, действующие между комплексными ионами, с одной стороны, и присутствующими простыми ионами — с другой, в основном ионные. При этом под комплексом понимается любой ион, включающий более одного атома. Простыми примерами являются хлористый аммоний или нитрат калия. Структуры таких кристаллов часто сходны со структурами простых ионных кристаллов, особенно когда комплексные ионы, как это часто бывает, могут достигать сферической симметрии при вращении. [c.249]

Следовательно, первые два комплекса имеют ковалентный характер и очень слабо ионизированы в отличие от других, в значительной степени распадающихся на ионы R+ и BF . Все комплексы гладко алкилируют толуол, с хорошим выходом. [c.342]

Молекулы ВОДЫ могут связываться с ионами не только электростатически, но также и химическими силами. Это видно из того факта, что стехиометрические комплексы, например Си(Н20)4 , Со(Н20)б , можно легко идентифицировать не только в растворах, но и в кристаллах, где молекулы воды образуют с ионами ковалентные связи, аналогичные существующим в других комплексных соединениях. В некоторых случаях связь между ними аналогична водородной связи. [c.525]

Неустойчивость комплексов железа (III) и алюминия (III) подтверждается результатами опытов Лонга [L37] по разложению этих комплексов при прибавлении кальций-ионов для осаждения избытка оксалат-иона, не вошедшего в состав комплекса. При тех же условиях не наблюдается никакого разложения комплексов кобальта (III) и хрома (III). Таким образом, в свете изложенных выше взглядов Паулинга, различие в скоростях обмена более правильно было бы приписать не столько влиянию различия в ионно-ковалентном характере связей, сколько различию в прочности связей (слабые связи оксалатных комплексов железа (III) и алюминия (1П) обусловливают возможность протекания обмена через стадию быстрой обратимой диссоциации комплекса). [c.52]

Приобретение электрона. Атом водорода может приобретать электрон, достигая при этом структуры гелия Is и образуя гидрид-ион H . Такой свободный ион, вероятно, существует в солеобразных гидридах (например, КН и СаН,), которые образует больщинство электроположительных металлов. Существует также много гидридных комплексов как переходных, так и непереходных элементов. Однако в большинстве из них, особенно в тех, где электроположительный характер металла меньше, в связи металл — водород проявляется значительная доля ковалентности. Поэтому не существует резкой границы между гидридными комплексами и ковалентными гидридами, которые будут упомянуты в следующем разделе. [c.9]

Особенно сильное расщепление вызывают небольшие ионы с вы-соким зарядом. Благодаря расщеплению орбиталей меняется распределение электронов. Хотя в соответствии с правилом Гунда электроны стремятся занять каждый по орбитали, но под действием такого фактора, как электрический заряд, они все-таки вынуждены спариваться. В таком случае на орбиталях центрального атома освобождаются места для электронов лиганда. Теория кристаллического поля основное внимание уделяет электростатическому взаимодействию центрального иона и лиганда. Она оставляет в стороне изменение свойств лигандов под влиянием центрального атома и не учитывает перекрывание их орбиталей, а ведь фактическая связь в комплексах частично ковалентная. Улучшенный вариант теории построен на использовании метода молекулярных орбиталей и в таком виде называется теорией поля лигандов или (по Ф. Коттону и Дж. Уилкинсону) модифицированной теорией кристаллического поля. Она учитывает перекрывание орбиталей при помощи всех параметров межэлектронного взаимодействия. При этом волновая функция записывается для электронов, находящихся на молекулярных (а не на атомных) орбиталях. Распределение электронов записывается для всего комплексного иона в целом. [c.98]

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]

В то время как в случае комплексных боргидридов слабый донор — гидридный ион присоединяется к сильному акцептору — бо-рану с образованием симметрично построенного боргидридного иона, в случае комплексов борана действует в общем более сильный ковалентный донор и образуется не комплексная соль, а до-норно-акцепторный комплекс с ковалентной связью. В этом случае симметрия распределения зарядов значительно нарущается, так как оба электрона, образующие связь, поставляются донором донор получает положительный, а акцептор — отрицательный заряд НзВ <- N+R3. Вследствие этого несимметричного распределения зарядов комплексы боранов обладают значительными дипольными моментами. В реакциях этого класса соединений наряду со стерическими [508] значительную роль играют также полярные эффекты. [c.80]

Как можно объяснить эти экспериментальные данные Впервые это по- пытался сделать Полинг. Он считал, что существуют два резко отличающихся вида комплексов с ионной связью (нормальный ионный магнетизм) и комплексы с ковалентной связью для последних причины уменьшения магнитной восприимчивости можно представить себе, рассмотрев диамагнитные свойства комплексного иона [Ре(СЫ)в] . Шесть свободных электронных пар -лигандйв переходят к иону Ре + и занимают его незанятые атомные орбитали — две Зг(-орбитали. одну 45-орбиталь и три 4р-орбитали. [c.128]

Эти две классификации дополняют друг друга. Комплекс обычно не является продуктом чисто ковалентного взаимодействия во многих комплексах ионный вклад может быть значительным или даже превосходить ковалентный вклад. Примером комплекса, который удерживается в основном ионными связями, является фторид алюминия А1Рз. [c.127]

Еще одной характеристикой спектра ЭПР является сверхтонкая структура, происхождение которой связано с взаимодействием между магнитным моментом наспаренного электрона и спинами ядер. Это взаимодействие аналогично спин-спиновому взаимодействию в ЯМР (гл. 2, разд. 3). Константа сверхтонкого расщепления А, так же как и константа взаимодействия / в ЯМР-спектроскопии, выражается в герцах Расщепление обусловлено наличием магнитного момента у ядра, вокруг которого вращается электрон, или у расположенного поблизости ядра, а также присутствием другого неспаренного электрона. Иногда наличие или отсутствие расщепления позволяет делать важные в химическом плане заключения Так, в спектре ЭПР иона металла в комплексе расщепление под воздействием ядер лиганда будет наблюдаться только в том случае, если лиганд связан с ионом ковалентной связью [c.349]

Ртуть. В соединениях ртуть может бьггь как двухзарядной, так и формально однозарядной она характеризуется высоким потенциалом ионизации и окислительным потенциалом, является химически стойким элементом. Одной из главных особенностей иона ртути является способность к образованию комплексных соединений с координационными числами от 2 до 8. Связь ртуть — лиганд во всех комплексах является ковалентной. Наиболее устойчивы комплексы с лигандами, содержащими атомы галогенов, углерода, азота, фосфора, серы. Ртуть образует также значительное число комплексов с органическими реагентами, характеризующихся высокой прочностью (8-меркаптохино-лин, тиомочевина). Известны и ртутьорганические соединения типа КН Х или КзНв, обнаруженные в последнее время в различных компонентах биосферы — донных осадках, природных водах. [c.99]

Мы видели, что в некоторых кристаллах можно выделить группы сближенных атомов (комплексы), связи внутри которых отличаются от связей между комплексами (и обычно гораздо короче, чем последние). Комплексы могут быть конечными или бесконечно протяженными в одном, двух или трех измерениях они удерживаются вместе за счет ионных, вандерваальсовых или водородных связей. Подразделение комплексов на эти три типа дает общую основу для широкой геометрической классификации кристаллических структур, показанной на схеме 1.2. Правда, с первого взгляда может показаться, что наиболее очевидным способом классификации структур должно быть группирование их в соответствии с типами связей между атомами (считая, что существуют четыре предельных типа ионный, ковалентный, металлический и вандерваальсов). Такое общее деление на ионные, ковалентные, металлические и молекулярные кристаллы делают довольно часто. Однако в действительности связи, приближающиеся к чистым типам (особенно ионному или ковалентному), весьма редки, и, более того, в большинстве кристаллов имеются связи нескольких различных типов сразу. Следует учитывать многочисленные промежуточные классы, и это приводит к тому, что классификации, основанные на типах связи, становятся запутанными, не будучи исчерпывающими. Кроме того, они имеют и тот недостаток, что переоценивают значение чистых типов связи, тогда как связи промежуточного характера рассматриваются как отклонение от этих предельных ти- [c.40]

Хитин В природных источниках редко находится в индивидуальном состоянии обычно в панцирях крабов и омаров он связан с белком, в виде комплекса или ковалентными связями [165]. Это свойство может быть объяснено недавно открытым фактом, что в большинстве хитинов не все аминогруппы /V-ацетилированы, поэтому они могут выступать в качестве основных групп и образовывать комплексные соединения с другими молекулами, имеюшиып соответствующим образом расположенные ионные группы. Хитин не растворяется в воде и многих органических растворителях. Это затрудняет установление его строения и проявляется, например, в виде низкой реакционной способности при метилировании. Большинство образцов хитина в результате обработки минеральной кислотой при выделении частично Л/-дезацетилированы и имеют более низкую молекулярную массу, чем нативный хитин. Рентгеноструктурный анализ кристаллического хитина показал, что элементарное звено его макромолекулы состоит из двух цепей в изогнутой конформации с меж- и внутримолекулярными водородными связями, подобно целлюлозе (см. разд. 26.3.3,2). [c.258]

Полисахариды соединительных тканей (хондроитинсульфаты, гепарин и др., см. стр. 541) образуют с белками этих тканей комплексы, которые долгое время считали комплексами ионного типа, образованными сульфогруппами сульфированных углеводов и основными группами белка. В настоящее время, однако, установлено, что в действительности это белково-углеводные соединения, связанные ковалентной, хотя и довольно лабильной, связью. Комплекс хондроитинсульфата с белком, который был выделен из гиалинового хряща в условиях, исключающих гидролитический разрыв связей , имеет молекулярный вес, достигающий нескольких миллионов. Он содержит, по-видимому, около 20 цепей хондроитинсульфата, присоединенных к белковой цепи , т. е. относится к гликопротеинам типа П1. Результаты мягкого щелочного гидролиза свидетельствуют о наличии 0-гликозидных связей в этом гликопротеине , однако возможно, что они не являются единственным типом связи . После обработки гиалуронидазой, расщепляющей углеводные цепи, и папаином, расщепляющим белковую цепь, выделены гликопептидные фрагменты, содержащие галактозу, ксилозу, а также аминокислоты, в том числе серин . Исследования, проводимые в настоящее время, должны дать окончательный ответ на вопрос о природе связи в комплексе. [c.580]

Большие теплоты гидратации ионов электролитов, свидетельствующие о возникновении в растворе более или менее устойчивых гидратов, позволяют рассматривать их как аквокомплексы, т. е. комплексные соединения, содержащие воду в качестве лигандов, например гидратированные ионы кальция и алюминия можно представить в виде [Са(Н20) + и [А1 (Н20)б1 +. Особыми свойствами обладает ион водорода протон образует прочный акво-комплекс иона гидроксония (Н3О)в котором донорами электронов служат неподелениые пары атома кислорода молекулы воды, а акцептором — сам протон, обладающий вакантными орбиталями. В водных растворах к этому Нону присоединяются еще три менее прочно связанные с ним молекулы воды и образуется комплекс НдО ". В аквокомплексах, образованных катио- нами, как и в других комплексных соединениях, ковалентность связей уменьшается с увеличением радиуса иона, поэтому гидратацию больших ионов в первом приближении можно рассматривать как ион-дипольное взаимодействие. [c.148]

Основные положения теории кристаллического поля изложены здесь очень кратко. Теория позволяет успешно интерпретировать в очень многих случаях спектры поглощения растворов, содержащих ионы переходных элементов. Следует, однако, иметь в виду, что при исследовании комплексов с ковалентными связями необходимо пользоваться теорией поля лигандов, которая является объединением теории кристаллического поля с методом молекулярных орбит Малликена [15]. В последние два-три года появились несколько статей и книг, посвященных этим вопросам, на русском языке. Среди них можно отметить статью Т. Данна в монографии Современная химия координационных соединений [16], книгу И. Б. Бер-сукера и А. В. Аблова Химическая связь в комплексных соединениях [17], книгу Л. Оргела Введение в химию переходных металлов [18] и особенно книгу К. Бальхаузена Введение в теорию поля лигандов [5]. [c.115]

Тем не менее, простая корреляция с е г (или другими указанными выше величинами) часто не выполняется, потому что связь в комплексах не является чисто ионной. Как правило, допорно-акцептор-ная связь слабее ковалентной, но сильнее электростатической. Малликен [258—260] квантово-механически решил задачу о связи в комплексах с переносом заряда и показал, что такими комплексами могут быть, в частности, и донорно-акцепторные комплексы иона металла с электроотрицательными лигандами. Комплекс с переносом заряда может существовать в двух энергетических состояниях. В основном состоянии оба компонента — донор и акцептор — связан ион-дипольными, водородными и лондоновскими дисперсионными силами, а также в небольшой степени — электростатическими и ковалентными, благодаря переносу заряда от донора (лиганда) к акцептору (металлу). В возбужденном состоянии происходит почти полный перенос электрона от донора к акцептору. Степень [c.73]

Гигантские двумерные комплексы Слои бесконечной площади Ковалентные внутри слоев вандерваальсовы между слоями Ионно-ковалентные внутри слоев вандерваальсовы между слоями Ковалентно-металлические внутри слоев вандерваальсовы между слоями Красный фосфор Сс1С12 и другие слоистые решетки Г рафит [c.255]

Ковалентный вклад во взаимодействие между ионом и растворителем определяется обобщенным кислотно-основным (Донорно-акцеп-торным) взаимодействием в соответствии с классификацией по Гутману и Линдквисту [392] (табл. 2.2). Сюда относятся водородные связи, причем акцептор электрона является донором протона, частично отдающим свой протон в комплексы иона с растворителем S— Н... А и S.. . Н -С+. Устойчивость первого комплекса зависит от кислотности по Бренстеду растворителя SH, а устойчивость второго - от основности S. Для ряда растворителей с одинаковой кислотной функциональной группой логарифм константы образования комплекса S - Н. . . А может быть линейной функцией рК растворителя. Аналогичным образом связана устойчивость комплекса S. . . Н — С + с основностью S (см. разд. 4.Е). рКа растворителей известны в литературе [8, 29, 39а, 122]. Теплота протонирования фторсульфоновой кислоты (Д// ) хорошо коррелирует с рКа и известна для слабых оснований [39а]. Для широкого ряда растворителей имеются два способа оценки основности водородной связи (из равенства рХнв и логарифма константы образования и из теплот образования комплекса А -Н. .. В) (разд. 4.Е) [39а, 786]. Не только бренстедовские кислотные катионы СН+, но и льюисовские кислотные катионы С+ могут участвовать в донорно-акцепторном комплексообразовании с растворителем. Кроме кислород- и азотсодержащих соединений - обычных доноров электронов - галогены также могут выступать в качестве донорных атомов относительно некоторых катионов, например, в таких соединениях, как NO 1 [390]. Равновесие процессов образования донорно-акцепторных комплексов в растворах льюисовских кислот не коррелируют с основностью по Бренстеду (pKhs) или рК н ) основных растворителей S. Была установлена шкала основности по Льюису (донорные числа, табл. 2.3), где за стандартный акцептор принят Sb 15 [389]. [c.222]

Увеличением прочности, а следовательно, и укорочением связей В—X за счет ионно-ковалентного резонанса несомненно, в ВРд вследствие большого различия в электроотрицательностях это будет иметь наибольшее значение. Предположение, что в дополнение к дативному рл—ря-связыванию важным является ионноковалентный резонанс, подтверждается тем, что даже в комплексах [c.79]

Для нахождения энергий других состояний нужно решить уравнение (6-13). Однако все приведенные выше уравнения были выведены в предположении, что лиганды — точечные заряды или точечные диполи и в связях металл—лиганд нет ковалентного характера. Если бы предположение было верно, то, подставив в уравнение (6-13) значение Dq, определенное таким образом, мы найдем значение энергии уровня из атомного спектра газообразного иона [45] и вычислим на основании полученных данных с помощью уравнения (6-13) энергии остальных двух уровней комплекса. Частоты ожидаемых спектральных переходов можно вычислить для одной полосы из разности энергий уровней Tig(F)—M2g, а для другой из разности энергий Tig(P)— Aig, поскольку переходы (табл. 6-6) соответствуют этим разностям. Опытные значения энергий, найденные из спектров (табл. 6-6), почти всегда меньше величин, вычисленных таким путем. Отклонения могут быть обусловлены ковалентностью связей. Влияние ковалентности заключается в том, что электронная плотность иона металла частично делокали-зуется и распространяется на лиганды, уменьшая тем самым электрон-электронное отталкивание d-электронов в комплексе иона металла по сравнению с отталкиванием в газообразном состоянии. Это вызывает уменьшение разности энергий состояний и 3F в комплексе по сравнению с газообразным ионом. Следовательно, нельзя пользоваться значением р в уравнении (6-13), полученным из данных для газовой фазы, а необходимо оценивать р из экспериментальных данных для каждого комплекса. Для таких вычислений можно использовать уравнение (6-13), взяв значение Dq для перехода Aig- Tig и экспериментальное значение энергии Е для перехода M2g-> 7 ig(P). Тогда единственным неизвестным в уравнении (6-13) остается р. Понижение уровня является наряду с другими величинами мерой ковалентности, которая часто выражается в виде величи- [c.189]

Для ионов металлов, образующих комплексы преимущественно ковалентного характера, закономерности справедливы только в пределах групп близких элементов. Для комплексов двухвалентных металлов первого ряда переходных элементов Ирвинг и Вильямс [4] указали следующий порядок устойчивости < < Ре +< Со2+< N 2+< Си +> 2п2+. Андерегг [18] установил корреляцию значений энтропии и энтальпии ассоциации различных комплексов с атомным номером переходных металлов. [c.452]

Проведены исследования 1166] хелатов некоторых металлов с ЭДТА, а также с диэтилентриаминпентауксусной и триэтилен-тетрамингексауксусной кислотами, при этом сделана корреляция для хелатов РЗЭ между отношением заряда к размеру иона и степенью ковалентности связи металл — кислород. Найдена интересная зависимость хелаты ионов, имеюш,их отношения величин заряда к радиусу больше 3,6, поглош,аютв области 1629—1650 слГ комплексы ионов, для которых это отношение меньше, имеют максимум поглощения в области 1590—1610 слГ . [c.73]

Характер связей в комплексе (степень ковалентности или ионности) зависит как от положения элемента — центрального иона в периодич. системе, так и от его состояния окисления. Поэтому для разных элементов или для одного и того же элемента в разных валентных состояниях последовательность изменения Т. аддендов, вообще говоря, различна. Наир., для 2-валентиой Pt ряд т р а н с в л и я и и я имеет вид [c.118]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология